Неорганическая химия - основные понятия, законы, формулы, определения и примеры

Содержание:

Химия — это наука о веществах и их превращениях. Предметом изучения химии являются вещества и происходящие с ними превращения.

Основная задача химии — изучение свойств, состава и строения веществ, а также условий, при которых вещества могут превращаться в другие вещества.

Широко простирает химия руки свои в дела человеческие. М. В. Ломоносов Вы уже знаете, что окружающий нас мир состоит из различных веществ. Мы дышим кислородом воздуха, а выдыхаем углекислый газ. Наша жизнь невозможна без воды, которая наполняет реки и моря, нависает в небе грозовой тучей и мерцает в виде льда на горных вершинах. Мы живем в домах из кирпича и бетона, а на пляже строим замки из песка. Мы пользуемся мылом, зубной пастой, духами, а при простуде принимаем лекарства и витамины. Все это — примеры веществ, которые встречаются в природе или созданы человеком (рис. 1).

Рис. 1. Вещества в природе: а — вода; б — песок; в — камни

Рис. 2. Превращение веществ в природе: а — скисание молока; б — превращение дров в золу при горении костра

В курсе природоведения вы ознакомились с веществами и некоторыми их свойствами. Вы знаете, что вещества в природе взаимодействуют друг с другом. Они могут изменяться, превращаясь в новые вещества: железо ржавеет на влажном воздухе, покрываясь рыжим налетом; молоко скисает в тепле, образуя простоквашу; дрова горят в печи, превращаясь в золу (рис. 2). Веществам присущи различные свойства, и нам важно их знать, чтобы применять с пользой для себя и не наносить ущерб окружающей природе. Все разнообразие веществ, их свойства и происходящие с ними явления изучают химики.

Основываясь на сведениях о свойствах веществ, ученые предлагают пути их возможного использования в быту или промышленности. Современные химики могут получать вещества с заранее заданными свойствами, например различные лекарства и пластмассы. Использование уже известных веществ, а также получение новых веществ для удовлетворения потребностей человека — еще одна задача химии.

Вещества и их взаимопревращения интересуют не только химиков. Рассмотрим, например, малахит — камень зеленоватого цвета с темными прожилками (рис. 3а). Для химика это одно из соединений химического элемента Купрума.

Рис. 3. Малахит (а) и изделия из него: малахитовая шкатулка (б); ювелирные украшения (в)

Геолог заинтересуется им потому, что в природе малахит сопровождает месторождения других полезных минералов. А для ювелира малахит является прекрасным поделочным камнем (рис. 3б, 3в). Такие вещества, как пенициллин и гемоглобин, являются объектами изучения не только химиков, но также медиков и биологов. Металлы в качестве проводников электрического тока интересуют физиков и электротехников, а в качестве прочных конструкционных материалов — архитекторов. Строителю важны явления, происходящие при затвердевании бетона, а повару — процессы во время варки или квашения овощей. Представителям многих профессий важно знать свойства веществ, которые они используют, поэтому им нужны знания по химии.

Химия — область естествознания

Химия — одна из наук о природе, или естественная наука. Естественными являются и другие дисциплины, которые вы изучаете в школе,— и география, и физика, и биология. Это разные области естествознания. В природе все взаимосвязано, и изучать ее нужно во всем разнообразии. Комплексный подход к изучению природы очень сложен, он требует знаний в различных областях. Как образуются горные породы? Почему со временем разрушаются подземные трубопроводы? Почему увеличение количества углекислого газа в атмосфере ведет к потеплению климата на планете? Невозможно представить человека, который знал бы ответы на все подобные вопросы. Поэтому уже давно произошло разделение естествознания на отдельные области: географию, геологию, биологию, физику, астрономию, химию и др. Каждая из этих наук имеет свои объекты изучения (рис. 4), свои особенности, свои методы исследований и пути применения полученных знаний на практике. Химия тесно связана с другими науками о природе, особенно с физикой и биологией. На стыке этих дисциплин возникают смежные области науки. Например, физическая химия, изучающая химические процессы с точки зрения физики, или, наоборот, химическая физика, рассматривающая химические основы физических явлений. Изучением процессов, происходящих в живых организмах, занимается биохимия. Известны и другие смежные области химии, которые связывают ее с биологией, медициной и сельским хозяйством,— это фармацевтическая химия (химия лекарств), токсикологическая химия (химия ядов), агрохимия. Химия связана с астрономией (астрохимия и космохимия), с геологией и географией (геохимия). Химия имеет также самостоятельные разделы: органическая химия, неорганическая химия и др. На уроках химии в школе вы в основном будете изучать общую химию, а также химию органических и неорганических веществ.

Рис. 4. Естественные науки и объекты их изучения: а — Вселенную, галактики и звезды изучает астрономия; б — отдельные планеты изучают как физика, так и биология; в — химический состав почв и воды изучает химия; г — частицы, из которых состоят вещества,— атомы — изучают химия и ядерная физика

Химия в промышленности Химия не только область естествознания, но и сфера производственной деятельности человека. Где бы мы ни были: дома или на заводе, на теплоходе или в поезде, глубоко под землей или далеко в космосе — везде мы сталкиваемся с результатом использования химических знаний, с продуктами химической промышленности.

Металлургическая промышленность: Технический прогресс невозможен без металлов. Но большинство из них не встречаются в природе в чистом виде. Их получают из металлических руд в результате химических превращений.

Химическая промышленность: Нас повсюду окружают материалы, которые не встречаются в природе: резины и пластмассы, клеи, лаки, шампуни, моющие средства и т. д. Если бы не открытия химиков, то эти материалы остались бы для нас неизвестными.

Лакокрасочная промышленность: Природа вокруг нас богата яркими красками. И все, что производим, мы также пытаемся украсить. Но краски, устойчивые к стирке, сильному освещению и перепаду температур, без химических знаний создать невозможно.

Агрохимическая промышленность: Вырастить богатый урожай помогают минеральные удобрения, защитить растения от вредителей — пестициды. Все эти вещества созданы с применением химических знаний.

Пищевая промышленность: При изготовлении пищевых продуктов сегодня используются различные вещества: вкусовые добавки и эссенции, красители и разрыхлители для теста.

Фармацевтическая промышленность: Без химии не может обойтись и современная медицина. Человеку нужны разные лекарства — от простого аспирина до сложных препаратов против СПИДа и рака.

Целлюлозно-бумажная промышленность:Мы ежедневно сталкиваемся с продукцией целлюлозно-бумажной промышленности: тетради, плакаты, обои, учебник, который вы держите в руках.

Химия и окружающая среда

Часто люди относятся к химии без должного уважения. Они упоминают не ее достижения, а погибшую рыбу в реке, выжженную растительность возле химических заводов и аллергию на стиральные порошки. Конечно же, наука не виновата в том, что ее достижения часто используют неправильно и наносят ущерб здоровью человека и окружающей среде. Любые знания могут как нанести ущерб, так и принести пользу. Все зависит от того, как этими знаниями пользоваться. Поэтому еще одной важной задачей химии является рациональное использование веществ человеком. Для этого необходимо знать свойства веществ, возможные области их применения, благоприятное и негативное влияние на организм человека и природу.

Выводы:

1. Химия — наука о веществах и их взаимопревращениях. Основная задача химии — изучение свойств, состава и строения веществ, а также условий, при которых одни вещества могут превращаться в другие.
2. Химия — одна из наук о природе. Вместе с физикой, биологией, географией и другими науками она составляет область науки — естествознание. Все эти науки исследуют природу, но по-разному.
3. 3Химические знания используются человеком почти во всех сферах деятельности: в промышленности, быту, медицине и т. д.

Краткие сведения из истории химии

Ремесленная химия Первые химические знания возникли у самых истоков цивилизации — в те времена, когда человек научился получать и поддерживать огонь, когда зарождались ремесла и искусства. Люди научились применять простейшие химические превращения для удовлетворения своих потребностей в тепле, одежде, пище. Прежде всего, это было связано с использованием огня. Пойманную дичь можно было сварить — и она меняла цвет и вкус.

Рис. 5. Такую простую, но очень удобную посуду изготовляли ремесленники еще 5 тыс. лет назад

Глиняную посуду можно было обжечь — и она становилась более прочной (рис. 5, с. 11). В оставшейся от костра золе человек находил стеклянные шарики, которые образовались из песка при высокой температуре. Пламя внутри костра разогревает предметы до температуры 700–800 °С. При такой температуре невозможно было варить стекло, плавить металлы, выпекать керамику. Древнейшие ремесла — крашение тканей, изготовление парфюмерии и лекарств — не требовали сильного нагревания. Изобретение печи с нижней подачей воздуха (рис. 6) позволило получать температуру около 1000–1200 °С. После этого начали активно развиваться металлургия и производство керамики — горшков, ваз (рис. 7), кафеля, кирпича, стекла (рис. 8). Постепенно, век за веком, накапливались знания и опыт. Люди овладевали ремеслами, что в свою очередь способствовало развитию цивилизации. История человечества неразрывно связана с получением необходимых человеку вещей — пороха, бумаги, красок, топлива, цемента, стали, стекла и многих других веществ, которые не встречаются в природе в готовом виде.

Рис. 6. Печь с нижней подачей воздуха. За счет такой конструкции температура пламени значительно повышается, что позволяет выплавлять металлы и обжигать керамику

Рис. 7. Древние изделия из фарфора. Фарфор впервые начали изготавливать китайские ремесленники в III в. до н. э.

Рис. 8. Древние изделия из стекла. Стекло варили в Месопотамии еще в III–IV тыс. до н. э.

Рис. 9. Изделия трипольской культуры

С появлением ремесел возникла и древнейшая из разновидностей химии — ремесленная химия. Она еще не была наукой в современном понимании, а была лишь определенным набором знаний о веществах и их превращениях. Однако ремесленный период можно назвать первым этапом становления химии. Около 6 тыс. лет назад существовала так называемая трипольская культура, для которой было характерным изготовление изделий из меди, развитие гончарного и кожевенного ремесел (рис. 9).

Химия в античном мире:

Значительный вклад в развитие ремесел внесли древние цивилизации — города-государства Междуречья, Древний Египет и Древняя Греция. Древний Египет считался общепризнанным центром ремесленной химии. Наиболее востребованными химическими ремеслами были изготовление, отбеливание и крашение тканей, изготовление украшений из стеклянных бусин и, конечно же, выплавка металлов: меди, бронзы, железа. В Древнем Египте большое внимание уделяли косметике. Египтянки пользовались мылом и кремами, красили ногти, губы, брови и волосы. Краски, изготовленные в Древнем Египте, сохранились по сей день и поражают своей стойкостью и яркостью (рис. 10).

Рис. 10. Рисунки на стенах египетских дворцов и храмов выполнены красными, желтыми и коричневыми красками. Эти краски до сих пор не утратили своей яркости

Египетские жрецы собирали, записывали и сохраняли информацию о ремеслах, оберегая ее от посторонних. Первые попытки дать знаниям ремесленников научное обоснование были предприняты в Древней Греции. Именно там возникла наука античная философия. Ее раздел о внутреннем строении вещей и превращении одних веществ в другие иногда называют античной химией. Древнегреческие философы первыми предложили теорию строения вещества, согласно которой все предметы состоят из мельчайших неделимых частиц — атомосов.

Возникновение слова «химия»

Поскольку химические знания у древних народов по обыкновению ассоциировались с Египтом, их начали называть египетскими. Возможно, слово «химия» (латин. khemeia) происходит от древнего названия Египта (на древнеегипетском языке оно звучало как «хам» — Kham), следовательно, оно должно означать «египетское искусство». Однако сегодня более популярным является предположение, что слово

Демокрит (470–360 гг. до н. э.)

Древнегреческий философ-материалист. Родился в г. Абдера во Фракии. Его подробная биография не известна, согласно некоторым источникам, он много путешествовал (в Египет, Вавилон, Персию, Эфиопию и Индию) и имел энциклопедические познания во многих областях. Демокрит изучал все известные в то время науки: этику, математику, физику, астрономию, медицину, теорию музыки и др. Из многочисленных трудов Демокрита до наших дней сохранилось лишь 300 фрагментов. Эти работы отличаются простотой, ясностью изложения и поэтичностью. Демокрит первым выдвинул гипотезу, что все тела состоят из мельчайших неделимых частиц — атомосов.

«Химия» происходит от греческого «химос», что означает «сок растения». Тогда «химия» означает «искусство выделения соков». В греческом языке сок, о котором идет речь, мог также означать и расплавленный металл, поэтому «химия» может трактоваться как «искусство металлургии». Также существует версия, что слово «химия» происходит от «Хемес» — имени легендарного мудреца Гермеса Трисмегиста. Согласно легендам, на его могильной плите был записан рецепт изготовления философского камня — вещества, которое превращает любой металл в золото.

Алхимический период:

Шли столетия, угасла древнегреческая цивилизация, под давлением варваров пришел в упадок Древний Рим. В Европе начала распространяться новая религия — христианство. В Средние века христианская церковь считала химические знания порождением темных сил. Ученые преследовались священнослужителями и были вынуждены заниматься наукой тайком, а результаты своих работ шифровать или записывать символами (рис. 11).

Рис. 11. Гравюра из трактата известного алхимика Василия Валентина, где зашифрована одна из стадий получения философского камня: девушка с цветком — это медь; старик с горном означает сильное нагревание; лев — ртуть; реторта сзади и амур означают, что льва необходимо «смешать» с девушкой в реторте. (Реторта — круглодонный стеклянный сосуд с длинной изогнутой горловиной.)

Рис. 12. Ученый и его ученики в средневековой алхимической лаборатории

Но химия не исчезла: знания частично сохранились на Ближнем Востоке и в Средней Азии, где к наукам в те времена относились благосклоннее. В первые века нашей эры восточная цивилизация вступила в стадию расцвета и способствовала дальнейшему развитию наук.

В VIII в. н. э. арабы начали завоевание Европы. Вместе с завоевателями на оккупированные земли пришла их культура и наука, в том числе и химия, но уже под новым названием — алхимия. И хотя сегодня слово «алхимия» ассоциируется с обманом и шарлатанством, на самом деле алхимики были очень образованными людьми своего времени. Их вклад в развитие химии, медицины, биологии и других наук сложно переоценить. За 800–900 лет они открыли больше новых веществ, чем все человечество за предыдущие 5 тыс. лет. Алхимики довели до совершенства методы получения и очистки металлов, разработали новые способы изготовления лекарств, изобрели декоративные сорта стекла. Почти вся современная химическая посуда была придумана алхимиками (рис. 12).

Алхимия занималась не только ремесленными проблемами. Ученые-алхимики пытались раскрыть секреты происхождения жизни и человека (теория гомункулуса), изобрести средство от старости (эликсир молодости), изготовить лекарство от всех болезней (панацею), найти универсальный растворитель (алкагест) и даже изобрести вещество, которое превращает все металлы в золото (философский камень). Все эти грандиозные проекты закончились неудачей, но внесли большой вклад в науку и способствовали развитию химии.

Роберт Бойль (1627–1691)

Выдающийся английский ученый, занимался проблемами биологии, медицины, физики, химии, философии и теологии. Бойль первым отбросил префикс аль- в слове «алхимия», с тех пор наука начала называться химией. Его труды ознаменовали переход от средневековой алхимии к той химии, которую мы знаем сейчас, следовательно, его можно назвать основателем современной химии. Разработал первую теорию химической связи (сродствá веществ), предложил использовать некоторые вещества для выявления в растворе кислот и щелочей (кислотнооснóвные индикаторы).

Современная химия

Химия как наука в современном понимании начала развиваться в XVII в. Многие считают основоположником современной химии английского ученого Роберта Бойля, эксперименты которого положили начало химии как самостоятельной науке. Становление химии связано с внедрением практики измерений во время экспериментов. Химикам стало важно знать не только, как вещества реагируют, но и какова масса образовавшегося продукта или объем выделившегося газа. Измерения помогли установить количественные законы химии: закон сохранения массы вещества (М. В. Ломоносов, 1748 г. и А. Лавуазье, 1789 г.), закон объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1808 г.) и др. Очень бурно развивалась химия в XIX в. В начале столетия английский ученый Джон Дальтон заложил основные принципы, которые со временем были сформулированы в виде атомно-молекулярного учения. Шведский химик Ян Берцелиус разработал систему химических символов. В сфере химии начали работать сотни ученых во всем мире. Они сформулировали десятки законов и принципов. В этот период было открыто вдвое больше химических элементов, чем за предыдущие тысячелетия. В середине XIX в. выдающимся российским ученым Д. И. Менделеевым был сформулирован периодический закон, который дал толчок развитию неорганической химии. Именно в это время его соотечественник А. М. Бутлеров сформулировал теорию строения органических веществ, которая стала основой развития органической химии.

Рис. 13. Ученый в современной химической лаборатории

За последние двести лет химия прошла огромный путь и превратилась в развитую науку, которая основана на фундаментальных теоретических принципах и стала могучим орудием в умелых руках ученых (рис. 13). Конечно же, на страницах учебника невозможно подробно рассказать о становлении и развитии химии со множеством интересных историй и легенд. Но по мере изучения этой науки мы неоднократно будем возвращаться к истории развития отдельных идей или понятий.

Выводы:

1. Историю развития химии можно разделить на несколько основных этапов — ремесленная и античная химия, алхимический и современный периоды. Смена этих периодов тесно связана с температурой пламени, которую можно было получить и поддерживать продолжительное время.
2. Для ремесленного периода характерным было применение химических знаний для изготовления необходимых предметов быта: горшков, стекла, фарфора, выплавки металлов и т. п. В античной химии начали появляться первые научные теории, которые продолжали развиваться в алхимическом периоде. Становление современной химии связано в первую очередь с использованием измерений масс и объемов веществ при проведении химических реакций.

• Человек научился выплавлять медь почти 6 тыс. лет назад, а железо — только 3 тыс. лет назад. Первые металлические зеркала из бронзы и серебра начали изготавливать в III тысячелетии до н. э.
• В современных языках осталось много слов из арабского языка: аль-кали — щелочь (от него происходит слово «алкалоид»), аль-коголь — спирт, альиксир — эликсир, аль-нушатир — нашатырь.
• Великий английский физик Исаак Ньютон в свободное время проводил многочисленные химические эксперименты в поисках философского камня.

Работа в химической лаборатории. Маркировка опасных веществ. Наблюдение и эксперимент в химии

Лабораторное оборудование и химическая посуда:

Работа в химической лаборатории неосведомленным людям иногда напоминает колдовство волшебника, а для других она ничем не отличается от обычных действий хозяйки на кухне. И действительно, химик в лаборатории — это все равно, что повар на кухне. Но химик орудует не обычной посудой, а специальной — химической — и смешивает не продукты питания, а химические реактивы.

Рис. 14. Лабораторный штатив: 1 — подставка, 2 — стержень, 3 — зажимы (муфты), 4 — держатель, 5 — кольцо

Для того чтобы успешно справиться с выполнением химических экспериментов, необходимо четко знать, какое оборудование есть в химической лаборатории, какая посуда используется химиками и для чего она предназначена. Также необходимо уметь правильно выполнять простые химические действия. На рисунке 14 изображено наиболее распространенное устройство в химической лаборатории — лабораторный штатив. На его стержне с помощью муфты крепятся кольца и держатели, в которых закрепляется химическая посуда. Таким образом на лабораторном штативе собираются самые разнообразные установки для опытов. На рисунке 15 изображена химическая посуда, с которой работает каждый химик. Простые опыты проводят в пробирках — стеклянных трубках, запаянных с одного конца.

Рис. 15. Химическая посуда и другое лабораторное оборудование

Если необходимо нагревание, пробирку закрепляют в пробиркодержателе. Для работы с растворами используют химические стаканы и колбы разной емкости.

Чтобы пробирки и колбы можно было нагревать, их делают из специального тонкого и термостойкого стекла. Но такие тонкостенные сосуды можно легко разбить, поэтому обращаться с ними нужно намного осторожнее, чем с обычной кухонной посудой.

Рис. 16. Измельчение веществ в ступке пестиком

Для определения объемов жидкостей используют специальную измерительную посуду: мерный цилиндр, мерный стакан, мерную пипетку и мерную колбу.

Если необходимо отобрать небольшое количество порошкообразного вещества, пользуются шпателем.

Бывает так, что при хранении сыпучее вещество слежалось и превратилось в твердый ком. Чтобы снова превратить его в порошок, необходимо воспользоваться ступкой — толстостенной керамической чашей с шероховатой внутренней поверхностью. Небольшой кусочек твердого вещества помещается на дно ступки и круговыми движениями растирается пестиком о внутренние стенки (рис. 16).

Для работы при высоких температурах используют фарфоровую посуду. Фарфоровая чашка — это тонкостенная керамическая емкость, предназначенная для выпаривания жидкостей. Ее можно нагреть и не бояться, что она треснет. Если же необходимо очень сильно нагревать вещество в закрытом сосуде, используют фарфоровый тигель. Его можно нагреть в специальных печах до температуры 1200 °С. Чтобы передвинуть горячие фарфоровую чашку или фарфоровый тигель, используют тигельные щипцы.

Нагревательные приборы. Строение пламени

Многие химические опыты требуют нагревания. В химических лабораториях чаще всего используют газовые горелки (рис. 17, с. 22). В них горит природный газ, который смешивается с воздухом в специальной камере. Обычно газ, смешанный с достаточным количеством воздуха, сгорает голубоватым несветящимся пламенем, температура которого может достигать 1500 °С. Если воздуха недостаточно,то пламя горелки становится ярко-желтым и коптит.

В школьных лабораториях чаще используют спиртовые горелки — спиртовки (рис. 18). В них горит этиловый спирт. Пламя спиртовки «холоднее», чем пламя газовой горелки, его температура не превышает 1200 °С. Иногда для нагревания используют спрессованное сухое горючее — «сухой спирт» (рис. 19). Его пламя еще «холоднее», и к тому же сильно коптит. Если внимательно посмотреть на пламя, то можно заметить несколько зон, которые отличаются цветом, а следовательно, и температурой (рис. 20). Во внутренней, самой холодной, части пламени воздух только смешивается с газом или парами спирта, там еще не происходит горение. Средняя светящаяся часть пламени — зона неполного сгорания. Самой горячей является внешняя часть пламени — зона полного сгорания горючего, она почти бесцветная.

Рис. 17. Газовые горелки: а — горелка Бунзена: 1 — трубка с отверстиями, 2 — заслонка с отверстиями для поступления воздуха, 3 — трубка для подачи газа; б — горелка Теклю: 1 — трубка, 2 — смеситель, 3 — диск для регулировки подачи воздуха, 4 — винт для регулировки подачи газа, 5 — трубка для подачи газа

Рис. 18. Спиртовка: 1 — резервуар; 2 — колпачок; 3 — фитиль; 4 — трубка с диском

Рис. 19. Устройство для сжигания сухого горючего: 1 — тренога, 2 — подставка; 3 — колпачок для тушения пламени

Рис. 20. Строение пламени: 1 — самая холодная зона; 2 — средняя зона; 3 — самая горячая, внешняя зона

Рис. 21. Сравнение температуры пламени: а — газовая горелка; б — спиртовка

Если необходимо нагреть предмет, то его нужно поместить в верхнюю часть пламени — туда, где температура самая высокая. Легковоспламеняющиеся жидкости (ЛВЖ) — спирт, бензин, ацетон — ни в коем случае нельзя нагревать на открытом пламени! Они могут загореться. Такие жидкости нагревают только(!) на электрических плитах с закрытой спиралью.

Даже в верхней части пламени невозможно нагреть предмет до температуры пламени. Во-первых, потому что в больших предметах теплота сильно рассеивается, а не концентрируется в одной точке. Например, во время нагревания на газовой горелке температура пробирки с веществом редко превышает 600 °С.

Маркировка опасных веществ. Безопасность во время работы в химической лаборатории

Быстрое развитие химической промышленности способствует появлению большого количества различных веществ для бытовых и промышленных нужд. Некоторые вещества представляют определенную опасность для здоровья и жизни человека. Многие из них, такие как кислоты и щелочи, в случае попадания на кожу или в глаза могут вызвать раздражение и даже химические ожоги. А многие вещества являются очень токсичными, их попадание в дыхательные пути или ротовую полость может вызвать отравление. При определенных

Рис. 22. Основные предупреждающие и запрещающие знаки: 1 — «Опасность»; 2 — «Едкое вещество»; 3 — «Легковоспламеняющееся вещество»; 4 — «Взрывоопасное вещество»; 5 — «Работать в очках»; 6 — «Огнеопасно»; 7 — «Радиоактивность» (повышенная радиация); 8 — «Высокое напряжение»; 9 — «Лазерное излучение», 10 — «Электромагнитное излучение»

условиях опасность представляют химически активные, легковоспламеняющиеся и взрывоопасные вещества. Для предупреждения об опасности используют маркировку веществ специальными знаками (рис. 22). Их обычно изображают на этикетках и упаковках. Часто знаки дополняются правилами пользования веществом. Их обязательно следует прочитать и соблюдать.

Работа в химической лаборатории всегда связана с определенной опасностью, поэтому во время опытов необходимо очень осторожно обращаться с химическими реактивами и оборудованием.

Особенно осторожными нужно быть при работе с нагревательными приборами. Во избежание ожога при нагревании химической посуды, необходимо использовать специальные приспособления — держатели, щипцы. Помните, что горячая посуда внешне ничем не отличается от холодной! Кроме того, особые меры предосторожности нужно соблюдать при нагревании легковоспламеняющихся веществ.

При выполнении химических опытов очень важно соблюдать технику эксперимента. Это позволит получить верный результат и предотвратит возникновение ситуаций, опасных для здоровья. Внимательно изучите правила безопасности в химической лаборатории и соблюдайте их. Помните, что большинство аварий и пожаров в лабораториях и на производстве происходят тогда, когда пренебрегают этими простыми правилами.

Наблюдение и эксперимент в химии

Химия занимается поиском, накоплением и систематизацией знаний о веществах. Это невозможно без использования определенных методов познания, среди которых можно выделить наблюдение и эксперимент.

Первым методом познания окружающего мира было наблюдение тел, веществ или явлений. Наблюдение — это целенаправленное и сознательное восприятие объекта для получения знаний о его свойствах.

Наблюдение должно быть активным. Что это значит? Вспомните, как вы ехали в автобусе и смотрели в окно. Если спросить вас, что происходило между второй и третьей остановкой, то вы вряд ли дадите точный ответ. Можно ли сказать, что вы проводили наблюдения? Нет. Вы просто созерцали происходящее за окном. Если бы вы целенаправленно наблюдали, то легко ответили бы на вопрос.

Но возможности нашего организма для наблюдений не безграничны: мы не видим микроскопические объекты, электрический ток, ультрафиолетовое излучение и многое другое. Поэтому мы используем разнообразные приборы и устройства: микроскоп, вольтметр, линейку и др. Эти приборы как бы усиливают наши органы чувств.

Человек всегда задает вопросы: «Как?», «Почему?», «А что будет, если…?». Для ответов на эти вопросы одних наблюдений недостаточно. Мы можем бесконечно долго наблюдать за каплей воды, но узнаем только о способности воды испаряться. Мы не определим, что происходит с водой при высокой температуре, проводит ли она электрический ток. Для того чтобы это узнать,необходимо провести эксперимент (от латин. experimentum проба, опыт). Эксперимент является способом получения знаний и проверки истинности предположений.

Во время проведения экспериментов создаются определенные условия. Объекты исследования нагревают или охлаждают, помещают под пресс, смешивают с другими веществами или действуют на них электрическим током.

Эксперимент неразрывно связан с наблюдением, так как изменения, происходящие с объектом, необходимо наблюдать. Эксперимент должен иметь определенную цель и происходить по заранее составленному плану.

Эксперимент может быть реальным и воображаемым. Кстати, существование мельчайших частиц вещества — атомов — впервые было доказано античным философом Демокритом именно благодаря мысленному эксперименту. Описывая и сравнивая явления, которые мы наблюдали, можно выделить некоторые закономерности. Вы, конечно, замечали, что в горячей воде сахар растворяется быстрее, чем в холодной. Вы наблюдали, как ржавеют оставленные под дождем железные изделия. А серебро и золото не «боятся» воды. Подобные наблюдения подводят нас к выводу о том, что в горячей воде вещества растворяются быстрее, а металлы проявляют разную активность при взаимодействии с водой.

Для того чтобы объяснить полученные факты, мы строим предположения, или гипотезу (от греч. ηψποτηεσισ — основание, предположение). Любая гипотеза должна быть подтверждена экспериментально. Доказанное предположение перестает быть гипотезой и становится теорией. Теория — это комплекс взглядов или мнений, который описывает, объясняет и предсказывает какие-либо явления. Теория может быть создана на основании ряда экспериментов. Но некоторые теории были выдвинуты на теоретической основе и лишь затем подтверждены фактами, как, например, самый важный в химии Периодический закон Д. И. Менделеева.

Во время учебы в школе и далее в своей жизни вам не раз придется наблюдать и экспериментировать. Большинство знаний о свойствах веществ, теории и законы были получены и открыты экспериментально. И вы также свои познания в химии будете получать или подтверждать, проводя эксперименты самостоятельно или наблюдая за действиями учителя.

Умение наблюдать и делать выводы, основываясь на своих наблюдениях, выдвигать гипотезы и отстаивать свои взгляды — важнейшие качества любого человека.

Выводы:

1. Для проведения химических экспериментов используют специальную посуду, приборы и приспособления. Каждое устройство используют по своему назначению с соблюдением соответствующих правил.
2. Для нагревания используют газовые горелки, спиртовки или сухое горючее. Газовые горелки позволяют нагревать предметы и вещества до большей температуры. При нагревании пробирку или другой объект, который нагревают, нужно держать в верхней части пламени, так как там самая высокая температура.
3. При работе в химической лаборатории нужно строго соблюдать правила безопасности, обращать внимание на предупреждающую маркировку на реактивах и предметах.
4. Для исследования веществ в первую очередь проводят наблюдения (невооруженным глазом либо с использованием специальных приборов). Основываясь на результатах опытов, формулируют гипотезы. Экспериментально доказанные гипотезы становятся основой законов и обобщаются в теории.

Правила безопасности при работе в кабинете химии. Приемы работы с химическим оборудованием

Кабинет химии — это небольшая химическая лаборатория. В нем вы будете проводить множество опытов. Работа будет безопасной для вас и окружающих, если соблюдать простые правила.

1. Работу начинайте с изучения описания опытов и только с разрешения учителя. Выполняйте только те опыты, которые приведены в описании.

2. Перед работой наденьте защитный халат, а также перчатки и очки (если они нужны).

3. Во время работы поддерживайте чистоту и порядок на рабочем месте. После работы помойте использованную посуду и вымойте руки с мылом.

4. При выполнении работы не разговаривайте, не занимайтесь посторонними делами и не отвлекайте соседей.

5. Каждая емкость с реактивами обязательно должна иметь этикетку с названием или формулой реактива. Не используйте емкости с реактивами без этикетки.

6. Открыв банку с реактивом, не кладите пробку на стол боком, а кладите ее низом кверху.

7. Реактивы для опытов нужно брать только в количестве, предусмотренном в описании опыта. Излишки взятого реактива нельзя сливать (ссыпать) назад в сосуд, где он хранился, а нужно помещать в специальную банку для отходов.

8. Никогда не берите реактивы руками, пользуйтесь для этого специальными ложечками, шпателями или пинцетами.

9. Наливая жидкости, емкость с реактивом берите так, чтобы этикетка была направлена вверх (рис. 23).

Рис. 23. Как правильно наливать жидкость

Снимайте каплю с края горлышка емкости, так как жидкость будет стекать по стеклу и может испортить этикетку или повредить кожу рук. Набирать жидкость из емкости можно также при помощи пипетки.

10. Химические реактивы нельзя пробовать. Это касается даже тех веществ, которые в повседневной жизни употребляются в пищу (поваренная соль, сахар, уксус).

11. Если вы хотите проверить запах реактива, никогда не подносите емкость к лицу, а, удерживая ее на некотором расстоянии, взмахами руки направьте воздух над емкостью к себе (рис. 24).

12. Для нагревания растворов в пробирке пользуйтесь пробиркодержателем. Внимательно следите за тем, чтобы отверстие пробирки было направлено в сторону от вас и окружающих, поскольку жидкость при перегревании может выплеснуться из пробирки.

13. Нагреваемая в пламени пробирка снаружи должна быть абсолютно сухой. Во избежание перегревания, сначала равномерно прогрейте всю пробирку, перемещая ее в пламени вверх и вниз, а затем нагревайте ее содержимое снизу.

14. Не заглядывайте в пробирку, в которой нагревается жидкость. Не наклоняйтесь над емкостью, в которую наливают какую-либо жидкость, так как мелкие капельки могут попасть в глаза. Лучше надеть защитные очки.

15. Горячая посуда по внешнему виду не отличается от холодной. Прежде чем взять емкость рукой, убедитесь, что она остыла.

16. Во время работы с растворами кислот и щелочей следите за тем, чтобы они не попали на кожу и одежду. Если случайно прольете кислоту на руки, немедленно смойте ее водой и протрите руки разбавленным раствором соды. В случае попадания на кожу раствора щелочи, сразу же смойте его водой и протрите это место разбавленным раствором борной кислоты.

17. В случае попадания едких растворов в глаза необходимо немедленно промыть их под струей воды, наклонившись над раковиной.

18. Если вы разбили посуду с химическими реактивами, осколки нужно выбрасывать только в специальный бак для мусора.

Рис. 24. Как правильно проверять запах реактива

Вещества и их физические свойства

Рис. 30. Тела изготавливают из материалов, а материалы — это индивидуальные вещества или их смеси

Все окружающие нас предметы называются физическими телами или просто телами. Тела могут быть природными, например Солнце, камень, зерно, снежинка, или созданными человеком — книга, мяч, ваза, автомобиль. То, из чего состоит тело, называют веществом. Например, гвозди сделаны из железа, мяч — из резины, ваза — из стекла, свечи — из воска или парафина. Железо, резина, стекло, парафин — это вещества. Иногда, говоря о том, из чего сделано тело, используют термин «материал». Материал — это вещество (или смесь веществ), которое используется человеком для изготовления предметов (рис. 30). Например, фундамент домов (тело) заливают бетоном (материал), а бетон изготовляют из цемента, песка и воды (веществ). Часто названия материалов и веществ совпадают. Например, для изготовления гвоздей используют железо. В таком случае «железо» обозначает и материал, и вещество.

Каждое тело имеет определенные массу, объем, плотность и множество свойств (признаков), по которым оно отличается от других тел или сходно с ними. На рисунке 31 изображены тела, изготовленные из железа. Они отличаются формой и размерами, но имеют целый ряд одинаковых свойств, обусловленных тем, что все они

Рис. 31. Тела, изготовленные из железа. Они отличаются по форме и назначению, но сходны по свойствам: твердые, не растворимые в воде, серого цвета, тугоплавкие, проводят электрический ток и имеют металлический блеск

Рис. 32. Тела одинакового размера и формы, но изготовленные из разных веществ.

Их можно различить по внешнему виду и свойствам изготовлены из одного и того же вещества. Таким образом, физические тела, образованные одним и тем же веществом, имеют подобные свойства.

Тела, изображенные на рисунке 32, имеют одинаковые форму и объем, но изготовлены из разных веществ. У них разный цвет, стеклянный шар прозрачный, а железный имеет металлический блеск и притягивается магнитом. Вещества, из которых изготовлены эти шары, имеют разную плотность, поэтому если их поместить в воду, то шар из дерева будет плавать на поверхности, а другие утонут. Резиновый и пластмассовый упругие, поэтому, если их бросить на пол, они подпрыгнут. А стеклянный шар при этом может разбиться. Таким образом, физические тела, образованные разными веществами, могут иметь одинаковую форму, но они обязательно отличаются по своим свойствам.

Физические свойства веществ

Свойства веществ — это признаки, по которым они отличаются друг от друга или сходны между собой. Выделяя главные признаки веществ, мы сможем их описывать, различать и правильно применять. Исследовать вещество — означает узнать о его свойствах. Различают физические и химические свойства.

Физические свойства характеризуют явления (процессы), в которых не происходит превращения веществ из одного в другое. К физическим свойствам веществ относят цвет, запах, вкус, способность изменять агрегатное состояние (она характеризуется температурой плавления и кипения), способность проводить электрический ток и теплоту, растворимость в воде, пластичность и др. Например, при обычных условиях вода — это бесцветная жидкость без вкуса и запаха, которая замерзает при 0 °С, кипит при 100 °С, плохо проводит электрический ток, ее плотность равна 1000 кг/м3.

Рис. 33. Иллюстрация физических свойств воды: а — замерзает при 0 °С; б — кипит при 100 °С, температуру замерзания и кипения можно определить термометром; в — вода имеет плотность 1000 кг/м3 , ее можно измерить ареометром

Некоторые физические свойства, такие как плотность или температуру плавления, можно измерить (рис. 33). Соответствующие данные для некоторых веществ приведены в справочниках (см. Приложение 1). А такие свойства, как цвет, запах или вкус, определяются только непосредственным наблюдением, поэтому их сложно точно описать. Например, кому-то из нас море кажется синим, а кому-то — зеленым.

Нередко цвет вещества зависит от различных факторов. Так, вещества, кажущиеся бесцветными (например лед, стекло), в результате измельчения становятся белыми. Все видели медь — блестящий металл красноватого цвета, однако если его очень сильно измельчить, то по цвету он не будет отличаться от цвета почвы.

Таким образом, каждому веществу присущ определенный набор свойств. Конечно же, некоторые свойства у разных веществ могут быть сходными. Например, и сахар, и поваренная соль — вещества белого цвета, хорошо растворяются в воде. Однако сахар плавится при температуре 185 °С, а поваренная соль — при 800 °С, и кроме того, они отличаются по вкусу. Два разных вещества не могут быть похожи друг на друга по всем свойствам.

Почему же разные вещества имеют разные свойства? Дело в том, что вещества состоят из очень мелких частиц — атомов или молекул. Именно они определяют все свойства веществ. Каждое вещество имеет свой уникальный набор атомов или молекул. Молекулы разных веществ не подобны, часто они отличаются очень существенно, поэтому и образованные ими вещества отличаются по свойствам.

Агрегатные состояния веществ Описывая физические свойства веществ, необходимо указывать их агрегатное состояние при обычных условиях: твердое, жидкое или газообразное. Агрегатное состояние не является в полной мере физическим свойством вещества — это только состояние вещества при определенных условиях. Каждое вещество может находиться в разных агрегатных состояниях. В твердом состоянии частички вещества плотно закреплены в определенных положениях, они не могут перемещаться относительно друг друга, а только колеблются вокруг определенного положения (рис. 34а). Поэтому твердые вещества почти не сжимаются, не могут течь и сохраняют форму. В жидком состоянии молекулы также расположены плотно, но они более свободны и могут перемещаться относительно друг друга. Благодаря этому жидкие вещества также почти не сжимаются, но могут течь и приобретать форму сосуда, в котором хранятся (рис. 34б). В газообразном состоянии молекулы вещества находятся на значительных расстояниях друг от друга и свободно двигаются. Благодаря этому газообразные вещества легко сжимаются и расширяются и занимают весь объем сосуда, в котором хранятся, приобретая его форму (рис. 34в).

При изменении температуры и давления вещество может менять свое агрегатное состояние. Например, когда на улице температура воздуха опускается ниже 0 °С, вода в лужах превращается в лед — замерзает, или, научным языком, кристаллизируется. При кипении вода из жидкого состояния переходит в газообразное. Этот процесс называется испарением. А когда водяной пар охлаждается на холодной крышке кастрюли, то происходит обратный процесс — переход из газообразного состояния в жидкое — конденсация (рис. 35).

Рис. 34. Строение веществ в разных агрегатных состояниях: а — твердое вещество; б — жидкость; в — газ

Рис. 35. Названия переходов между агрегатными состояниями веществ

Когда говорят о веществах в газообразном состоянии, иногда наряду с термином «газ» используют термин «пары´ ». Пара´ми называют газ, образовавшийся вследствие испарения твердого или жидкого вещества. Так, в воздухе всегда присутствует бесцветный и незаметный для глаз водяной пар. А пар, который выделяется из чайника при кипении, состоит не только из водяного пара, но и из мельчайших капель воды, образующихся в результате конденсации. Таким же образом образуются облака и туман. Большинство веществ в определенном диапазоне температуры и давления могут одновременно находиться во всех трех агрегатных состояниях. Например, вода в условиях нашей планеты одновременно находится в виде твердого вещества (льда), жидкого и газообразного (водяной пар в атмосфере).

Чистые вещества и смеси

Вспомните: вещества состоят из мельчайших частиц — атомов и молекул, каждому веществу соответствует определенный набор атомов или молекул.

Смеси и чистые вещества в природе

В природе вещества в индивидуальном состоянии — чистые вещества — почти не встречаются (рис. 37, с. 44). Чаще вещества в природе смешаны друг с другом и образуют смеси. Смесями является морская и газированная вода, молоко и сок, гранит и сталь

Обозначение степени чистоты химических реактивов

Обычно химикам не требуются абсолютно чистые вещества, но иногда посторонние примеси могут влиять на результаты опытов. Поэтому на банках с химическими реактивами обязательно указывается степень чистоты вещества. Этикетка с надписью «Техн.» (техническое) указывает на высокое, до нескольких процентов, содержание примесей. Для химических опытов такие вещества не используют, но в строительстве и на заводах такой степени чистоты достаточно. Степень чистоты «Ч» (чистое) или «ХЧ» (химически чистое) обозначает, что в веществе примесей мало, менее одного процента. Чистые вещества уже можно использовать для производства лекарств, а химически чистые — для проведения научных опытов. В некоторых случаях нужны очень чистые вещества. Такие реактивы обозначаются «ОСЧ» (особо чистые), в них содержится меньше чем 10–6 процента примесей. Такие вещества нужны для проведения очень точных экспериментов, а также используются в производстве микросхем для компьютеров. Очистка веществ — это дорогой процесс, поэтому чем чище вещество, тем оно дороже. Например, особо чистые медь и железо стоят значительно дороже обычного золота.

Понятие о смесях и чистых веществах существовало еще у древнегреческих ученых. Согласно их представлениям, чистое вещество состоит из частиц одного вида, а смесь — из частиц разных видов.

Когда химики говорят о каком-либо веществе, имеется в виду, что оно чистое и состоит из частиц одного вида. Однако на практике идеально чистое вещество получить почти невозможно. Среди частиц одного вещества обязательно попадется несколько частиц другого.

Рис. 37. Редкие примеры чистых веществ в природе: а — самородное золото; б — самородная сера

Даже те вещества, которые называют чистыми, содержат посторонние частицы других веществ — примеси.

Однородные и неоднородные смеси

Во многих случаях мы не можем различить отдельные вещества в составе смеси. Так, мы не замечаем, что воздух — это смесь нескольких газообразных веществ. Внешне нельзя определить, что молоко — это смесь разных веществ, что большинство металлических предметов сделаны из сплавов, а не из чистых металлов. Такие смеси называют однородными. В них частицы, образующие смесь, настолько малы, что их невозможно рассмотреть невооруженным глазом (рис. 38).

Рис. 38. Однородные смеси: а — морская вода; б — пряжка ремня из латуни — смеси меди и цинка

Рис. 39. Неоднородные смеси: а — в граните можна увидеть вкрапления различных минералов; б — в газированной воде видны пузырьки углекислого газа

Когда мы пьем чай, кофе или другие напитки, мы имеем дело с водными растворами разных веществ. Отдельные частицы сахара или другие соединения в них увидеть невозможно, поэтому все растворы являются однородными смесями. Рассматривая гранит (рис. 39а), можно заметить в нем розовые зерна и прозрачные кристаллы. Это пример неоднородной смеси. В таких смесях отдельные вещества заметны невооруженным глазом.

Свойства чистых веществ и смесей

На рисунке 40 частицы двух чистых веществ схематически изображены в виде шариков разного цвета. Перемешаем эти шарики. Изменились ли они после этого? Нет, они просто перемешались. Ни форма, ни размер, ни цвет шариков в результате перемешивания не изменились. Так же и в смеси все вещества — компоненты — сохраняют свои свойства. Поэтому, основываясь на индивидуальных свойствах, смеси можно разделить на отдельные компоненты.

Рис. 40. В смеси свойства веществ не меняются

Рис. 41. Железо из смеси с солью притягивается магнитом (а), а соль не теряет способности растворяться (б)

Например, если поднести магнит к смеси железного порошка и поваренной соли, то железо к нему притянется, а соль — нет (рис. 41). Если эту смесь поместить в воду, то соль растворится, а железо — нет.

Сахар имеет сладкий вкус, а лимонная кислота — кислый. Попробуйте растворить в воде небольшое количество сахара и лимонной кислоты. Какой вкус будет иметь эта смесь? Кислый плюс сладкий равняется кисло-сладкому. Следовательно, каждое вещество в смеси не меняет своих свойств и придает некоторые свои свойства всей смеси.

На принципе сохранения свойств веществ в смеси основано изготовление материалов, ведь большинство материалов являются смесями. Например, чистое золото является очень мягким металлом и изготовленные из него предметы могут испортиться даже от слабого удара. Поэтому для изготовления ювелирных изделий в золото обязательно добавляют определенное количество меди или серебра. Конечно же, цвет такой смеси (сплава) немного отличается от цвета чистого золота, однако изделия из нее получаются более стойкими.

Как отличить чистое вещество от смеси

Рис. 42. Изображение капли молока под микроскопом

Это легко сделать, если смесь неоднородная и ее отдельные компоненты хорошо видны, как, например, песчинки в воде. Чистое вещество всегда однородное, поэтому даже при сильном увеличении его изображения под микроскопом все частицы, из которых оно состоит, будут иметь одинаковый вид.

Иногда, чтобы отличить смесь от чистого вещества, можно воспользоваться микроскопом.

Рис. 43. Измерение температуры кипения: жидкость внутри колбы нагревается на горелке, а термометр покажет температуру, при которой жидкость закипит

Молоко имеет вид однородной жидкости, но под микроскопом в нем видны капельки жира, плавающие в жидкости (рис. 42). Но даже микроскоп не поможет нам увидеть отдельные частицы в водном растворе сахара. Раствор, конечно, приобретет сладкий вкус, но в химической лаборатории пробовать вещества нельзя!

В этом случае нам помогут знания о физических свойствах веществ. Хотя каждое вещество передает свои свойства смеси, но никогда смесь не имеет таких же свойств, как чистые вещества по отдельности. Например, температура, при которой плавится сплав олова и свинца, ниже, чем температура плавления чистого олова или чистого свинца. Морская вода или раствор соли в воде замерзает при более низкой, а кипит при более высокой температуре, чем чистая вода. В этом случае достаточно измерить температуру плавления или кипения смеси (рис. 43) и сравнить результат с данными справочника для чистых веществ. Если есть отклонения от справочных данных, то исследуемое вещество не чистое, а является смесью.

Разделение смесей

Смесь можно разделить на отдельные компоненты, если знать их физические свойства. Смесь, компоненты которой существенно отличаются по свойствам, разделить легко. Но если свойства веществ подобны, этот процесс затрудняется. Современные химики научились разделять почти любые смеси, даже те, которые содержат большое количество компонентов.

В воде, зачерпнутой из реки, есть примеси ила, песка и растворенных солей. Песок от воды можно отделить отстаиванием — тяжелые песчинки быстро осядут на дне. Этот метод называют отстаиванием. Он основан на том, что более легкие вещества всплывают на поверхность, а более тяжелые — оседают на дно сосуда (рис. 44, с. 48).

Рис. 44. Если смесь серы с железом попадает в воду (а), то частицы серы всплывают, а железа — тонут (б)

Этим методом можно отделить, например, сливки от свежего молока, так как капельки жира легче воды и всплывают на поверхность, образуя сливки.

Если частицы в жидкости слишком мелкие и почти не оседают, то их можно отделить фильтрованием. Например, для очистки речной воды от речного ила ее можно пропустить через фильтр. В химических лабораториях используют специальную фильтровальную бумагу (рис. 45а). Это обычная бумага с очень маленькими порами (отверстиями). Для фильтрования смесь воды с илом наливают в воронку с бумажным фильтром (рис. 45б). Молекулы воды очень маленькие, намного мельче, чем любые частицы, которые видно невооруженным глазом. Они легко проходят сквозь поры в фильтре, а большие частицы, размер которых больше, чем размер пор, задерживаются фильтром (рис. 45в).

Фильтрованием можно разделить только неоднородные смеси. В однородных смесях с водой (растворах) растворенные частицы по размеру подобны молекулам воды и легко проходят через фильтр. Но такие смеси можно разделить выпариванием или перегонкой.

Рис. 45. Для разделения смесей фильтрованием используют фильтровальную бумагу (а), через которую пропускают неоднородную смесь с водой (б). При этом большие частицы, размер которых больше, чем поры фильтра, задерживаются, а вода и более мелкие частицы просачиваются (в)

Если необходимо разделить растворенные вещества, раствор наливают в фарфоровую чашку и выпаривают (рис. 46). Вода испарится, а растворенные вещества останутся на дне чашки. Выпариванием можно разделить смесь нелетучего вещества с летучим.

Для разделения смесей двух летучих веществ выпаривание применять нельзя. Смесь таких веществ можно разделить перегонкой (рис. 47). Для этого смесь помещают в колбу и нагревают. Жидкость, которая кипит при более низкой температуре, испаряется первой, и ее пары попадают в холодильник. В холодильнике они конденсируются (превращаются в жидкость), и в приемник по каплям стекает чистая жидкость. Этот метод разделения смесей называют также дистилляцией, поэтому воду, очищенную таким способом, называют дистиллированной.

Рис. 46. При выпаривании раствор нелетучего вещества в воде нагревают до полного испарения воды

Рис. 47. Приспособление для перегонки состоит из колбы с термометром для контроля температуры паров, холодильника, в котором охлаждаются пары´ , и приемника, в котором собирается очищенная жидкость

Перегонкой можно разделить однородную смесь двух жидкостей, которые кипят при разных температурах, например смесь спирта с водой. При нагревании такой смеси сначала испаряется и собирается в приемнике жидкость с более низкой температурой кипения — спирт. Когда весь спирт выкипит, жидкость в колбе продолжит нагреваться, а при температуре 100 °С начнет испаряться вода.

Действием магнита можно выделить из неоднородной смеси вещество, имеющее магнитные свойства (рис. 41, с. 46). Используя описанные методы, можно разделить большинство смесей на чистые вещества.

На греческом языке смеси называют словом «миксис». Какое значение, по вашему мнению, имеют слова «микстура», «миксер»? В переводе с латинского distille означает «капля». Как высчитаете, почему перегонка жидкостей получила название «дистилляция»?

Выводы:

1. Чистые вещества образованы одинаковыми частицами, а смеси — разными. Чистые вещества, входящие в состав смесей, называют компонентами смеси. В неоднородных смесях частицы компонентов видны невооруженным глазом, а в однородных смесях отдельных компонентов не видно, и на вид они кажутся чистыми веществами.
2. В смесях вещества сохраняют свои свойства и передают их смеси. На этом основана возможность разделения смеси веществ на чистые вещества. Для разделения смесей чаще всего используют фильтрование, отстаивание, выпаривание, перегонку и действие магнитом.

Атомы

Уже более двух тысяч лет назад ученые задумывались над тем, из чего состоят вещества. Размышляя над этим вопросом, известный древнегреческий философ Демокрит предположил, что все вещества должны состоять из некоторых частиц с очень маленькими массами. Он назвал их атомами, что в переводе с греческого означает «неделимый».

Существование атомов было доказано сравнительно недавно, лишь в XIX в., и вместе с этим ученые установили, что атом не является неделимой частицей. Атом состоит из ядра, вокруг которого движутся электроны. Ядро любого атома заряжено положительно, а электроны имеют отрицательный заряд. Благодаря этому электроны притягиваются к ядрам и вращаются вокруг них на некоторых расстояниях. Таким образом образуется атом. Заряд электронов очень мал. Частиц с меньшим зарядом в природе не существует, поэтому заряд электрона принимают за единицу. Так как он отрицательный, то заряд электрона равен –1.

Заряд ядер атомов также измеряется в условных единицах, но со знаком «+». В атомах положительный заряд ядер нейтрализуется отрицательным зарядом электронов, благодаря чему атом не имеет электрического заряда. Если заряд ядра атома равен +1, то такой атом содержит один электрон (в сумме +1–1 = 0), а если +3, то атом содержит три электрона.

Атомы — это мельчайшие электронейтральные частицы вещества, состоящие из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые движутся вокруг ядра.

В начале XX в. датский физик Эрнест Резерфорд предложил одну из первых моделей строения атома. Он сравнивал атом с Солнечной системой (рис. 49, с. 54). Но это сравнение очень условное, так как атом имеет более сложное строение, с которым вы познакомитесь в следующем классе.

Размеры атомов очень малы — около 10–10 м (0,0000000001 м), а ядро атома еще меньше: его диаметр составляет около 10–15 м (0,000000000000001 м), т. е. в сто тысяч раз меньше, чем диаметр атома.

Рис. 49. Строение Солнечной системы. Планеты вращаются вокруг Солнца

Рис. 50. Строение атома. Электроны вращаются вокруг ядра атома

В природе электронейтральные атомы встречаются довольно редко. Чаще всего в результате определенных процессов (по большей части в химических реакциях) атомы отдают или присоединяют электроны. В этом случае заряд ядра уже не компенсируется зарядом электронов, и атом превращается в электрически заряженную частицу. Такие частицы называют ионами. Если атом присоединяет электроны, то у него появляется избыточный отрицательный заряд и он превращается в отрицательно заряженный ион с зарядом –1:

0 + (–1) = –1

Соответственно, если атом присоединяет два электрона, то заряд иона равен –2: 0 + 2 · (–1) = –2 Если же атом отдает электроны, то он превращается в положительно заряженный ион. Заряд иона, который образуется вследствие потери атомом одного электрона, равен +1:

0 – (–1) = +1

Если же атом теряет два или три электрона, заряд его иона равен соответственно +2 или +3:

0 – 2 · (–1)= +2

или

0 – 3 · (–1) = +3

Множество веществ состоит из противоположно заряженных ионов, в частности поваренная соль или сода.

Обычная поваренная соль состоит из ионов, т. е. является веществом ионного строения

Молекулы

Из разных атомов могут «собираться» различные молекулы. Атомы соединяются друг с другом в определенном порядке посредством особых химических связей. В одной молекуле может объединяться разное число атомов, причем атомы могут соединяться в разном порядке. В этом случае образуются молекулы разных веществ. Например, молекула кислорода состоит из двух атомов, молекула воды — из трех, а молекула сахарозы — из сорока пяти. Если атомы условно представить в виде маленьких шариков, то молекулы будут иметь вид набора разных шариков определенной формы и размеров (рис. 51). Состав и строение молекул веществ предопределяют их свойства. Разные вещества имеют разные молекулы, а следовательно, и разные свойства.

Молекулы — это наименьшие частицы вещества, которые способны существовать самостоятельно и являются носителями химических свойств веществ.

Свойства молекул существенно влияют не только на химические, но и на физические свойства веществ. Если молекулы тяжелые и очень плотно расположены, то у такого вещества будет большая плотность. Если молекулы сильно притягиваются друг к другу, то такое вещество сложно расплавить или испарить. Каждая молекула имеет определенную форму и размер, от чего зависит, имеет ли вещество запах. А способность молекул поглощать видимый свет определяет цвет вещества.

Рис. 51. Модели молекул: а — углекислого газа; б — воды; в — кислорода, г — сахарозы. Модели можно изображать в виде перекрывающихся шариков или шариков, соединенных связями в одну молекулу

Несмотря на то, что понятие о мельчайших частицах вещества и термин «атом» существуют еще с античных времен, термин «молекула» в химическом языке появился сравнительно недавно. Одним из первых ученых современной химии был Роберт Бойль. Мельчайшие частицы вещества он назвал «корпускулами», что на латыни означает «маленькое тело», «тельце», или «частица». Через полвека эти частицы стали называть «массовыми частицами» или «масс-корпускулами». А поскольку на латыни слово «масса» звучит как «молес», то «молес-корпускулы» со временем сокращенно превратились в «молекулы».

Атомы и молекулы в веществах

Молекулы и атомы — это частицы, из которых состоят вещества. Когда мы говорим о мельчайших частицах вещества, то почти всегда имеем в виду молекулы. Молекулы бывают самыми разными. Например, молекула кислорода состоит из двух атомов, а молекула серы немного больше — она состоит из восьми атомов. Молекулы белков, которые входят в состав всех живых организмов, намного больше, в них насчитывается сотни тысяч, а иногда и миллионы атомов (рис. 52).

Но есть вещества, молекулы которых состоят лишь из одного атома. К ним относится, например, гелий (газ, которым наполняют воздушные шары), а также некоторые другие вещества. О веществах, которые состоят из молекул, говорят, что они имеют молекулярное строение.

У многих веществ вообще сложно выделить отдельные молекулы. Например, алмазы состоят из атомов, очень прочно связанных друг с другом (рис. 53). 

Рис. 52. Молекулы веществ молекулярного строения: а — молекула воды состоит из трех атомов; б — серы — из восьми; в — белка — из сотен тысяч

Рис. 53. Алмаз состоит из огромного множества атомов, соединенных друг с другом в определенном порядке.

Можно сказать, что каждый алмаз — это одна огромная молекула (супермолекула), которая состоит из сотен тысяч миллиардов атомов. Таких веществ довольно много, и по отношению к ним термин «молекула» обычно не применяют. О таких веществах говорят, что они состоят из атомов и имеют атомное строение. Атомное строение имеют металлы, кварц, графит и много других веществ.

Структура веществ оказывает значительное влияние на их физические свойства. Между отдельными молекулами взаимодействие значительно более слабое, чем между атомами или ионами, поэтому вещества молекулярного строения очень хрупкие и характеризуются низкими температурами плавления и кипения. Если вещество при обычных условиях находится в жидком или газообразном состоянии, то оно однозначно имеет молекулярное строение. Твердые вещества молекулярного строения при нагревании обычно довольно легкоплавки. К веществам с молекулярным строением относятся вода, кислород, азот, углекислый газ, сера, полиэтилен, спирт и др. Вещества немолекулярного строения при обычных условиях всегда находятся в твердом агрегатном состоянии. Благодаря сильному взаимодействию между атомами и ионами они имеют высокие температуры плавления и кипения.

Выводы:

1. Вещества могут состоять из атомов и молекул. Наименьшая неделимая частица вещества — это атом. Атом состоит из положительно заряженного ядра, вокруг которого вращаются электроны с зарядом –1.
2. Число электронов в атоме равно заряду ядра атома. В результате этого атом — элекронейтральная частица.
3. Атомы соединяются друг с другом, образуя молекулы. В молекуле может соединяться разное число атомов: от двух до миллионов.
4. Молекула — наименьшая частица вещества, являющаяся носителем его свойств. Состав и строение молекул обусловливает как химические, так и физические свойства веществ.

• Если атом увеличить до размеров яблока, то в этом случае яблоко увеличится до размеров земного шара.
• В чайной ложке воды атомов в восемь раз больше, чем чайных ложек воды в Атлантическом океане.
• Платон считал, что мельчайшие частицы вещества (материи) имеют вид правильных многогранников.

Химические элементы

Другого ничего в природе нет ни здесь, ни там, в космических глубинах: все — от песчинок малых до планет — из элементов состоит единых. С. Щипачов «Читая Менделеева»

Все вещества состоят из молекул или атомов. Молекулы и ионы образуются из атомов. Таким образом, все в природе состоит из атомов. Всего на Земле и в космическом пространстве обнаружено 89 различных видов атомов, еще около 29 видов получены учеными искусственно. Они очень неустойчивы и существуют только в лабораториях в виде отдельных атомов в течение лишь нескольких секунд с момента получения. Атомы разных видов отличаются массой, размерами, строением и зарядом атомных ядер.

Атомы одного вида одинаковы по размерам, имеют приблизительно одинаковую массу и сходное строение, но обязательно — одинаковый заряд ядра. Атомы определенного вида называют химическим элементом.

Химический элемент — это разновидность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Заряд ядра атома — это важнейшая характеристика химического элемента, по которой можно многое узнать о свойствах атомов и образованных ими веществ. Например, по заряду ядра можно определить число электронов в атоме химического элемента, а их число, в свою очередь, определяет химические свойства веществ, образованных этим элементом.

Аристотель (384–322 гг. до н. э.)

Античный философ, ученик Платона, наставник Александра Македонского. Учился в Академии у Платона в городе Афины. Основал собственную школу — Ликей, где разработал уникальную для Греции систему образования — когда учитель не просто разговаривает с учениками, а читает им заранее подготовленные и записанные на свитках лекции. Его изобретением также является разделение лекций на разные курсы — научные дисциплины — логику, физику, астрономию, метеорологию, зоологию, политику, этику, риторику и др. Аристотель — один из самых разносторонних древнегреческих ученых. Произведения Аристотеля охватывают все области знаний того времени

Самое давнее понятие об элементах связано с античным философом Аристотелем, который создал первую научную картину мира. В соответствии с ней все тела состоят из различных комбинаций пяти элементов: земли, воды, воздуха, огня и эфира.

Названия и символы химических элементов

У всех химических элементов есть названия и условные обозначения — химические символы. За основу названий элементов взяты их латинские названия. Названия химических элементов пишут с прописной буквы. В качестве символов химических элементов используются первые буквы их латинских названий.

Например, химический элемент с зарядом атомного ядра +1 называется Гидрогеном, его символ Н соответствует первой букве латинского названия Hydrogenium. Химический элемент с зарядом ядра +8 называется Оксигеном (от латин. Oxygenium) и обозначается символом О.

Если первая буква в названии элемента уже используется для обозначения другого элемента, то к ней прибавляется одна из последующих букв, например символ Гелия — He, Меркурия — Hg (от латин. Hydrargyrum).

Все открытые на сегодняшний день химические элементы сведены в таблицу — Периодическую систему химических элементов Д. И. Менделеева. Символы и названия элементов — это буквы химического языка. На этом языке разговаривают все химики мира. И вам также нужно выучить «алфавит» химического языка. Символы химических элементов, которые часто используются на уроках химии, приведены в таблице 1.

Таблица 1. Названия и символы химических элементов

Названия химическим элементам преимущественно давали ученые, которые впервые их открывали. Только элементы, известные издавна, имеют названия, сложившиеся исторически. Многие элементы назывались с учетом их свойств или свойств веществ, которые они образуют: Оксиген — от оксос — кислый и геннео — рождаю, т. е. «рождающий кислоты», Гидроген — от гидро — вода и геннео — рождаю, т. е. «рождающий воду».

Алхимики обозначали элементы с использованием астрологических символов. К тому времени было известно семь планет и семь металлов: золото, серебро, медь, железо, олово, свинец и ртуть. Почему бы не объединить их парами? Именно тогда золото начали соотносить с Солнцем, серебро — с Луной, медь — с Венерой, ртуть — с Меркурием (рис. 54). А химические превращения пояснялись мифологическими сюжетами.

Элементы называли в честь богов (Титан, Прометий) и ученых (Эйнштейний, Менделевий, Нобелий). В названиях некоторых элементов звучат названия космических тел (Гелий, Уран, Теллур, Селен), стран и континентов (Франций, Германий, Америций).

Рис. 54. Алхимические обозначения химических элементов

Некоторым недавно открытым элементам еще не дали названий, поэтому их временно обозначают с использованием порядкового номера в Периодической системе. Например, элемент с номером 117 называют Унунсептий (ун — с латыни «один», а септа — «семь») и обозначают Uus, а элемент № 118 — Унуноктий (окта — с латыни «восемь») и обозначают Uuo.

Распространенность химических элементов в природе

Атомы элементов, которые встречаются в природе, распределены в ней очень неравномерно. В космосе наиболее распространенным элементом является Гидроген — первый элемент Периодической системы. На его долю приходится около 93 % всех атомов Вселенной (рис. 55а). Около 6,9 % составляют атомы Гелия — второго элемента Периодической системы. Остальные 0,1 % приходятся на все другие элементы.

Распространенность химических элементов в земной коре значительно отличается от их распространенности во Вселенной (рис. 55б). В земной коре больше всего атомов Оксигена и Силиция. Наряду с Алюминием и Феррумом они формируют основные соединения земной коры. А Феррум и Никол — основные элементы, из которых образовано ядро нашей планеты. Живые организмы также состоят из атомов различных химических элементов. В организме человека больше всего содержится атомов Карбона, Гидрогена, Оксигена и Нитрогена.

Рис. 55. Распространенность химических элементов: а — во Вселенной (в процентах от общего числа атомов); б — в земной коре (в процентах от общей массы)

Выводы:

1. Атомы бывают разных видов. Атомы одного вида называют химическим элементом. Атомы одного химического элемента имеют одинаковый заряд атомного ядра.
2. Химические элементы обозначают буквами латинского алфавита по латинскому названию элемента.
3. Наиболее распространенным элементом во Вселенной является Гидроген. В земной коре больше всего содержится атомов Оксигена

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Мы уже упоминали о Периодической системе химических элементов, а сейчас ознакомимся с ней подробнее.

Периодическая система — перечень известных элементов

Периодическую систему можно представить как своеобразный перечень химических элементов. Однако это не просто перечень. Периодическая система отображает классификацию химических элементов, которая основана на особенностях строения их атомов. В ней существует множество закономерностей и зависимостей, с которыми вы ознакомитесь при изучении химии.

Дмитрий Иванович Менделеев (1834–1907)

Выдающийся российский ученый. Родился в семье директора Тобольской гимназии. Закончил Петербургский педагогический институт, где позднее преподавал химию. Его труды посвящены не только химии, но и физике, технологии, экономике и географии. Самое значительное его достижение — открытие периодического закона. Создал в России первую палату мер и весов. В 1887 году сам осуществил полет на воздушном шаре для наблюдения солнечной короны во время затмения, пролетел 100 км на высоте около 4 км. Выдвигался на соискание Нобелевской премии, но так и не получил ее: Нобелевскую премию ввели лишь в 1901 году и давали только за открытия, совершенные в год присуждения.

Периодическая система была составлена на основе периодического закона, открытого в 1869 г. Д. И. Менделеевым. Периодический закон мы рассмотрим чуть позже, а к Периодической системе будем обращаться в течение всего курса изучения химии. На момент своего создания Периодическая система содержала только 63 элемента — именно столько их было открыто к тому времени (рис. 56). По мере открытия новых элементов она дополнялась новыми данными. В честь Д. И. Менделеева химики называют

Периодическую систему его именем. Гениальность Д. И. Менделеева заключалась в том, что он предусмотрел существование неоткрытых на тот момент элементов и оставил для них свободные места в таблице. На сегодняшний день в Периодическую систему внесены 118 элементов. Она пополняется новыми элементами, и пока ученые не могут однозначно утверждать, сколько всего элементов существует.

Рис. 56. Изображение первой Периодической системы, составленной Д. И. Менделеевым. В первой Периодической системе было только 63 элемента. По внешнему виду она отличалась от современной

Структура периодической системы

Периодическая система химических элементов имеет вид таблицы. Элементы в ней расположены в определенном порядке — по мере увеличения массы их атомов. Каждый элемент имеет свой порядковый номер, и этот номер равен заряду ядра атомов этого элемента.

Существует множество вариантов изображения Периодической системы: круговые, спиральные, пирамидальные, с расположением элементов сверху вниз и слева направо. Общепринятым является изображение в виде таблицы с расположением элементов слева направо.

В Периодической системе все элементы объединены в периоды — горизонтальные ряды элементов, и группы — вертикальные столбцы элементов. В длинном варианте Периодической системы элементы объединены в 7 периодов и 18 групп, а в коротком — тоже в 7 периодов, но в 8 групп (см. форзацы).

В нашей стране традиционно пользуются короткопериодным вариантом. Международное сообщество IUPAC* рекомендует для использования длиннопериодный вариант Периодической системы. Первые три периода называют малыми, так как в них содержится небольшое число элементов: первый период состоит из 2 элементов (Гидроген и Гелий), а второй и третий — из 8 элементов. Остальные периоды называют большими: четвертый и пятый периоды состоят из 18 элементов, а шестой и седьмой — из 32 элементов.

Группы объединяют элементы со схожими свойствами. Некоторые группы элементов имеют названия, например группа щелочных элементов или группа инертных элементов.

В нижней части таблицы расположены семейства элементов — лантаноиды и актиноиды. Эти элементы идут после Лантана (№ 57) и Актиния (№ 89) и формально относятся к третьей группе. Однако размещение этих элементов в таблице сделало бы ее громоздкой и неудобной, поэтому их обычно выносят за ее границы.

Каждый элемент имеет свой «адрес» в Периодической системе. Чтобы описать положение элемента в Периодической системе, нужно назвать его порядковый номер, а также номер группы и периода. Например: элемент Оксиген имеет порядковый номер 8, расположен во втором периоде, шестой группе.

* IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) — международное сообщество по фундаментальной и прикладной химии. Это сообщество принимает решения о присвоении названий новым элементам, а также о правилах составления названий веществ.

Элементы, так же как вещества или молекулы, имеют определенные свойства. Самые важные характеристики элементов приведены в Периодической системе — это порядковый номер, относительная атомная масса и т. п. (рис. 57).

Рис. 57. Описание характеристик элементов в таблице Периодической системы

Выводы:

1. Периодическая система содержит все известные на сегодня химические элементы. Она состоит из семи периодов — горизонтальных рядов, и восьми групп (короткий вариант) — вертикальных рядов.

2. Первые три периода называют малыми, они состоят из 2 или 8 элементов, а другие — большими, они состоят из 18 и более элементов. Некоторые группы элементов также имеют собственные названия.

Химические формулы веществ

С тех пор, как химические знания изображались в виде мифических сюжетов на гравюрах (рис. 11, с. 15), прошло несколько столетий. За это время химический язык очень изменился. Вы уже познакомились с «буквами» химического языка — символами химических элементов. Эти «буквы» могут складываться в «слова» — химические формулы.

Химическая формула — это условная запись состава вещества посредством символов химических элементов и индексов.

С помощью химических формул записывают состав веществ. Запишем химическую формулу воды. Молекула воды состоит из двух атомов Гидрогена H и одного атома Оксигена O (рис. 58). С помощью химической формулы состав воды записывается так: H2O.

Цифра 2 в этой формуле называется индексом и показывает число атомов Гидрогена в молекуле воды. Индекс записывается маленькой цифрой справа от символа элемента, к которому он относится. В составе молекулы воды есть также один атом Оксигена, но индекс 1 обычно не пишут. Поэтому если справа от символа элемента индекса нет, то подразумевается, что в составе молекулы есть только один атом этого элемента.

Рис. 58. Молекула воды состоит из одного атома Оксигена и двух соединенных с ним атомов Гидрогена

Джон Дальтон (1766–1844)

Выдающийся английский химик. Сын бедного ткача из Кемберленда. Самостоятельно освоил химию, физику и математику. Всю жизнь работал простым школьным учителем, не имея специального образования. Изучал процессы в атмосфере, разработал атомную теорию. Ввел символы химических элементов. При этом атомы разных химических элементов он изображал различными графическими символами. Поскольку придумывать новые символы становилось все сложнее, Дальтон начал использовать начальные буквы английских названий элементов. Он также исследовал и описал дефект зрения, заключающийся в неспособности различать некоторые цвета, позже названный в его честь дальтонизмом.

Составим формулу сахарозы — основного компонента сахара. Известно, что в молекулу сахарозы входят двенадцать атомов Карбона, двадцать два атома Гидрогена и одиннадцать атомов Оксигена. Запишем символы перечисленных элементов и поставим соответствующие индексы:

Для того чтобы правильно читать химические формулы, необходимо запомнить произношение символов элементов (табл. 1, с. 61). С учетом этого, формулы необходимо читать таким образом:

Часто в составе веществ содержатся группы атомов, которые повторяются несколько раз. Для удобства в химических формулах эти группы записывают в скобках, а число групп указывают индексом за скобками. Например, формула мочевины, состоящая из одного атома Карбона, одного атома Оксигена и двух групп , записывается так:

Индекс за скобками относится ко всем атомам, взятым в скобки, т. е. кроме одного атома Карбона и одного атома Оксигена в молекуле мочевины содержатся два атома Нитрогена и четыре атома Гидрогена.

Йенс-Якоб Берцелиус (1770–1848)

Выдающийся шведский ученый, профессор. Начинал учиться на врача, но свою жизнь посвятил химии. В 29 лет был избран членом Шведской академии наук, а позднее — ее президентом. Берцелиус первым ввел понятие и определил атомные массы известных на тот момент элементов. Предложил систему записи химических формул с использованием индексов. Поэтому Берцелиуса можно назвать создателем современного химического языка. Автор главных открытий в области неорганической, аналитической и физической химии, выдающийся систематик химической науки. Открыл химические элементы Силиций, Церий, Селен, Торий.

Такие формулы читаются с указанием числа групп, например:

С помощью химических формул записывается состав не только молекул. У веществ атомного и ионного строения молекул не существует. Но у этих веществ можно выделить отдельный повторяющийся фрагмент. Химическими формулами у таких веществ записывают состав наименьшего фрагмента, который повторяется много раз,— структурной (формульной) единицы. Например, железо, как и другие металлы, состоит из атомов (рис. 59), поэтому структурная единица этого вещества — атом Феррума. Таким образом, формула железа — Fe. Алмаз состоит из атомов Карбона (рис. 53, с. 57), следовательно, его формула — C. Кварц состоит из химически связанных атомов Силиция и Оксигена, причем на один атом Силиция приходится два атома Оксигена (рис. 60а). Формула кварца — . Поваренная соль состоит из положительно заряженных ионов Натрия Na+ и отрицательно заряженных ионов Хлора Cl– . В составе соли на один ион Натрия приходится один ион Хлора (рис. 60б), таким образом, формула поваренной соли — NaCl.

Рис. 59. Металлы состоят из атомов, поэтому их формулы записывают, указывая символ данного элемента

Рис. 60. Состав: кварца — вещества атомного строения (а) и поваренной соли — вещества ионного строения (б)

Химическая формула вещества отображает его качественный и количественный состав, т. е. показывает, атомы каких элементов и в каком количестве содержатся в составе вещества. Каждое вещество имеет свою, присущую только ему, формулу. Она неизменна независимо от того, каким образом это вещество получено. Другими словами, углекислый газ, который выделяется при сжигании угля или в результате дыхания живых организмов, имеет один и тот же состав, одну и ту же химическую формулу .

Выводы:

1. Состав химических веществ записывается посредством химических формул. Химические формулы записывают с помощью символов химических элементов и индексов. Индекс — это цифра, которую записывают внизу и справа от символа элемента, он показывает число атомов элемента, рядом с которым он записан.
2. Химическая формула отображает качественный и количественный состав вещества. Если вещество состоит из молекул, то его формула отображает состав молекулы. Для других веществ — соотношение числа атомов в них.

Относительная атомная масса

Относительная молекулярная масса Вспомните: определить, какое тело тяжелее, можно, сравнивая их массы. Масса тел измеряется в килограммах, граммах, тоннах и других единицах. Относительная атомная масса Одной из самых важных характеристик химического элемента является его относительная атомная масса. Масса атомов настолько мала, что выражать ее в граммах или килограммах очень неудобно. Масса даже самых тяжелых атомов составляет около г, т. е. 0,0000000000000000000001 г. Удобнее выражать массу атомов, сравнивая ее с какой-нибудь маленькой величиной.

Раньше массу атомов сравнивали с массой самого легкого атома — атома Гидрогена. Сегодня массы атомов сравнивают с 1/12 массы атома Карбона. Эту единицу измерения называют атомной единицей массы, сокращенно а. е. м. (рис. 61). Масса атома Карбона равна , следовательно, атомная единица массы равна:

Зная значение а. е. м., можно сравнить с ней массы других атомов и узнать, насколько они тяжелее 1/12 массы атома Карбона. Массу атома, определенную путем сравнения с атомной единицей массы, называют относительной атомной массой и обозначают Ar (индекс r — от англ. relative — относительный). Относительная атомная масса — это отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома Карбона. Таким образом, для химического элемента E: .

Относительная атомная масса — безразмерная величина, так как она является отношением двух величин с одинаковой размерностью

Рис. 61. Одна атомная единица массы — это масса 1/12 атома Карбона

Относительные атомные массы легко вычислить, зная массы атомов в граммах. Например, масса атома Сульфура равна г, следовательно, его относительная атомная масса равна (рис. 62):

Относительная атомная масса Карбона, вычисленная аналогичным путем, равна 12. Относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса любого атома больше 1/12 массы атома Карбона. Например, относительная атомная масса Оксигена = 16, следовательно, атом Оксигена в 16 раз тяжелее 1/12 массы атома Карбона. Относительные атомные массы почти всех элементов определены с высокой точностью и приведены в Периодической системе (рис. 57, с. 67). Обычно точные значения относительных атомных масс округляют до целых чисел. Только значение относительной атомной массы для Хлора округляют с точностью до десятых: = 35,5.

Рис. 62. Один атом Сульфура в 32 раза тяжелее 1/12 массы атома Карбона, следовательно, его относительная атомная масса равна 32

Относительная молекулярная масса

Относительная масса применяется не только для атомов, но и для молекул. Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы больше 1/12 массы атома Карбона.

Таким образом, для вещества Х:

Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс всех химических элементов, которые входят в состав молекулы, с учетом числа атомов каждого элемента. Для определения относительной молекулярной массы вещества с формулой необходимо относительные атомные массы элементов E и D умножить на число их атомов, соответственно на х и у, и затем сложить:

Например, молекула воды состоит из двух атомов Гидрогена и одного атома Оксигена. Следовательно, относительная молекулярная масса воды равна сумме двух относительных атомных масс Гидрогена и одной относительной атомной массы Оксигена:

Аналогично можно вычислить относительную молекулярную массу любого вещества, если известна его химическая формула. Например, определим относительные молекулярные массы азота и углекислого газа :

Если в химической формуле вещества есть скобки, то перед вычислениями их необходимо раскрыть, например:

Относительные молекулярные массы веществ, в состав которых входят атомы только одного химического элемента, принято считать равными их относительной атомной массе, например:

Зная относительную молекулярную массу, можно вычислить абсолютную массу молекулы вещества Х (в граммах).

Если относительная молекулярная масса воды равна 18, то масса молекулы воды равна:

Для веществ немолекулярного строения часто используют термин «относительная формульная масса», но ее обозначение и вычисление такое же, как и для относительной молекулярной массы.

Выводы:

1. Относительная атомная масса — это отношение массы атома к 1/12 массы атома Карбона. Используя относительную атомную массу, сравнивают массы атомов. Относительные атомные массы элементов приведены в Периодической системе.
2. Массу молекул определяют, также сравнивая с 1/12 массы атома Карбона. Молекулярную массу вычисляют как сумму относите

Массовая доля элемента в веществе

Химическая формула вещества содержит определенную информацию. Она не только отображает качественный состав вещества (т. е. информацию о химических элементах, из которых она состоит), но и его количественный состав. Например, в молекуле воды на два атома Гидрогена приходится один атом Оксигена. Суммарная относительная атомная масса атомов Гидрогена равна 2 (2 • = 2 • 1 = 2), а относительная атомная масса атома Оксигена равна 16 = 16). Следовательно, на 2 массовые части Гидрогена в воде приходится 16 массовых частей Оксигена. Чтобы описать количественный состав веществ, используют массовую долю элемента в соединении, которую можно вычислить по химической формуле. Массовая доля элемента показывает, какая часть массы вещества приходится на атомы данного элемента. Ее вычисляют как отношение атомной массы данного элемента с учетом числа его атомов в молекуле к относительной молекулярной массе вещества:

где w(E) — массовая доля химического элемента E, выраженная в долях единицы;

• n — число атомов элемента E, обозначенное индексом в формуле соединения;
• — относительная атомная масса элемента E;
• — относительная молекулярная масса вещества.

Физическая суть массовой доли заключается в том, что она показывает массу атомов данного элемента в 100 г вещества. Массовая доля может выражаться в долях единицы или процентах. Чтобы перевести доли единицы в проценты, необходимо полученные по формуле значения умножить на 100 %. Сумма массовых долей всех элементов, которые входят в состав соединения, должна быть равна 1 или 100 %.

Пример №1

Вычислите массовые доли химических элементов в углекислом газе .

Решение:

Вычислим относительную молекулярную массу углекислого газа:

Вычислим массовые доли Карбона и Оксигена:

Сумма массовых долей Карбона и Оксигена в углекислом газе должна быть равна 1, поэтому массовую долю Оксигена можно определить, вычитая из единицы массовую долю Карбона:

Ответ: w(С) = 27,3 %, w(О) = 72,7 %

Пример №2

Вычислите массу атомов Оксигена, содержащихся в воде массой 1 кг.

Решение:

Вычислим массовую долю Оксигена в воде:

Массовая доля элемента показывает часть массы вещества, приходящуюся на данный элемент. Вычислим массу атомов Оксигена в воде массой 1 кг:

Законы Пруста и Дальтона

До начала XIX в. измерениям масс веществ не придавали особого значения и в науке бытовала мысль, что состав вещества может изменяться в зависимости от способа его получения.

Жозеф Луи Пруст (1754–1826)

Выдающийся французский химик, сын аптекаря. С 11 лет изучал аптекарское дело. В лаборатории своего отца в одиночестве любил смешивать реактивы, в результате чего чуть не отравился ядовитым газом. С 14 лет изучал химию в Париже. Был руководителем кафедры химии в университете Мадрида. Пруст проводил исследования в различных областях химии — минералогии, фармации, аналитической химии, изучал пороховые смеси. Он изобрел лекарство от цинги и некоторые пищевые добавки, разработал технологию выделения сахара из винограда и свеклы. Открыл закон постоянства состава веществ.

И действительно, почему соединение всегда должно содержать, скажем, 4 г элемента Х и 1 г элемента Y? Почему оно не может содержать 4,1 или 3,9 г Х? Но если материя состоит из атомов, то соединение образуется в результате соединения одного атома Х с одним атомом Y в одну молекулу, и никак иначе. В таком случае соотношения масс атомов Х и Y должны быть постоянными и ни от чего не зависеть. Проведя многочисленные опыты, французский химик Ж. Л. Пруст доказал постоянство соотношений масс элементов в различных веществах. На основании своих экспериментов он сформулировал закон постоянства состава вещества, который утверждает, что любое вещество имеет постоянный состав независимо от способа его получения. Например, кислород можно получить разложением разных веществ, но его формула всегда будет одинаковой —

Позднее Дж. Дальтон определил, что атомы разных элементов могут соединяться в разных соотношениях, но эти соотношения всегда кратны относительным атомным массам элементов. Например, атомы Карбона и Оксигена могут образовывать молекулы CO (угарный газ) и (углекислый газ). Но в этом случае образуются разные вещества, для каждого из которых характерно постоянство состава. Эти исследования Дальтона со временем оформились в закон кратных соотношений.

Выводы:

1. Химическая формула содержит информацию о количественном составе вещества. По химической формуле можно определить соотношение масс атомов разных химических элементов в веществе.
2. По химической формуле вычисляют массовую долю элемента в веществе как отношение массы атомов данного элемента к относительной молекулярной массе вещества. Массовая доля элемента показывает, какая часть массы вещества приходится на данный химический элемент.

По соотношениям масс атомов в XIX в. были определены химические формулы почти всех известных к тому времени веществ. Возможность выражения состава вещества простыми соотношениями стала одним из доказательств существования атомов.

Простые и сложные вещества

Вспомните: смеси состоят из молекул разных веществ; в смеси вещества сохраняют свои химические и физические свойства; смеси можно разделить на чистые вещества определенными методами.

Простые вещества

В природе существует огромное многообразие веществ, и все они отличаются по составу и строению. Вещества могут состоять как из одинаковых, так и из разных атомов. Соответственно, все чистые вещества по составу разделяют на простые и сложные.

Вещество, образованное одним химическим элементом, является простым.

Например, вещество железо состоит только из атомов Феррума, его формула Fe (рис. 59, с. 71). Газ кислород состоит из молекул, образованных только атомами Оксигена (рис. 63), его формула O2. Часто название простого вещества отличается от названия химического элемента, который его образует, однако нередко названия простых веществ и химических элементов совпадают. По правилам современной химической номенклатуры названия элементов пишутся с прописной буквы, а названия веществ — со строчной. Например: «вещество алюминий состоит из атомов Алюминия», «вещество бром состоит из молекул, образованных двумя атомами Брома».

В таблице 2 (с. 82) приведены названия простых веществ, которые образованы известными вам химическими элементами. Следует различать понятия «простое вещество» и «химический элемент». Вещества и элементы характеризуются разными свойствами. Для веществ характерны агрегатное состояние, цвет, плотность и т. п. А свойства химических элементов — это свойства их атомов: строение (размеры), способность отдавать или присоединять электроны и др.

Рис. 63. Газ кислород — простое вещество, его молекулы состоят из двух атомов Оксигена

Таблица 2. Химические элементы и образованные ими простые вещества

Когда мы говорим о материале или компоненте смеси — например, банка наполнена газообразным хлором, приготовим раствор брома, возьмем небольшой кусочек фосфора,— то в данном случае речь идет о простом веществе. Если же мы говорим, что заряд ядра атома Хлора равен +17, вещество содержит Фосфор, молекула состоит из двух атомов Брома, то имеем в виду химический элемент.

Многие химические элементы могут образовывать не одно, а несколько простых веществ. Это явление называют аллотропия, а простые вещества, образованные данным химическим элементом,— аллотропными модификациями. Аллотропные модификации отличаются друг от друга строением или составом молекул. Например, атомы Карбона образуют несколько простых веществ: алмаз, графит, карбин, фулерен. Они отличаются расположением атомов относительно друг друга. Атомы Оксигена образуют две аллотропные модификации: кислород и озон. Эти два вещества отличаются составом молекул. Аллотропные модификации — это разные простые вещества со своими собственными физическими и химическими свойствами.

Металлы и неметаллы

Металлы — железо, хром, цинк, магний, золото, свинец и другие — отличаются от неметаллов характерным металлическим блеском и ковкостью, они хорошо проводят электрический ток и теплоту (рис. 64). В обычных условиях все металлы (за исключением ртути) находятся в твердом агрегатном состоянии. Свойства металлов обусловлены их внутренней структурой. Металлы являются веществами атомного строения.

Рис. 64. Простые вещества металлы

Рис. 65. Простые вещества неметаллы

Неметаллы, в отличие от металлов, не имеют металлического блеска (кроме йода и графита) (рис. 65). Они хрупкие и разрушаются от удара, плохо проводят электрический ток и теплоту. Неметаллы могут быть твердыми, жидкими и газообразными (см. табл. 2, с. 82).

Четкой границы между металлами и неметаллами не существует. Например, йод и графит являются неметаллами, но оба имеют металлический блеск, а графит хоть слабо, но проводит электрический ток. Для отнесения веществ к металлам или неметаллам следует принимать во внимание все их физические свойства в совокупности, а также их внутреннее строение и химические свойства.

Как и простые вещества, химические элементы разделяют на металлические и неметаллические. Металлы образованы металлическими элементами, а неметаллы — неметаллическими.

Если провести условную линию от Бора до Астата, то в длинном варианте Периодической системы над этой линией будут расположены неметаллические элементы, а под ней — металлические (рис. 66, см. также последний форзац). В коротком варианте Периодической системы под линией также будут расположены металлические элементы, а над нею — как металлические, так и неметаллические элементы (см. первый форзац). Таким образом, определять, является ли элемент металлическим или неметаллическим, удобнее по длинному варианту Периодической системы. Это разделение условно, так как все элементы в той или иной степени проявляют как металлические, так и неметаллические свойства, но в большинстве случаев такое распределение соответствует действительности.

Рис. 66. Расположение металлических и неметаллических элементов в Периодической системе элементов (длинный вариант)

Классификация элементов на металлические и неметаллические основана на способности атомов отдавать или принимать электроны в химических реакциях. Атомы металлических элементов преимущественно отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Атомы неметаллических элементов преимущественно присоединяют электроны и превращаются в отрицательно заряженные ионы.

Сложные вещества

Вещество, образованное несколькими химическими элементами, является сложным.

Сложные вещества также называют химическими соединениями. К ним относятся поваренная соль, сода, глюкоза, вода, уксусная кислота и множество других. Сложных веществ в природе значительно больше, чем простых.

Сложные вещества могут быть образованы разным числом элементов:

• двумя (метан , кварц , углекислый газ );
• тремя (сода , мрамор , сульфатная кислота );
• четырьмя (малахит;
• пятью (соль Мора .

Сложные вещества необходимо отличать от смесей простых веществ (рис. 67, с. 86), которые также состоят из атомов разных элементов. Для этого необходимо вспомнить отличительные особенности смесей и чистых веществ. Количественное соотношение компонентов смеси может быть разным.

Рис. 67. Модель смеси водорода и кислорода, состоящих из атомов Оксигена (красные шарики) и Гидрогена (белые шарики) (а). В составе воды также содержатся атомы Оксигена и Гидрогена, но в молекулах воды они химически связаны (б)имеют постоянный состав.

Например, можно приготовить смесь 100 г воды с одной ложкой сахара, а можно и с двумя или полуторами ложками. А в соединении FeS на каждый атом Феррума приходится только один атом Сульфура, а не полтора или три.

Это значит, что состав соединений можно описать одной химической формулой, а состав смесей — нет.

Кроме того, компоненты смеси сохраняют свои физические и химические свойства. Например, если смешать железный порошок с серой, то образуется смесь двух веществ. И сера, и железо в ее составе сохраняют свои свойства: железо притягивается магнитом, а сера не тонет в воде. Из этой смеси с помощью магнита можно выделить железо. Если же железо и сера прореагируют друг с другом, то образуется новое соединение с формулой FeS. Это соединение уже не проявляет свойств ни железа, ни серы, оно обладает своими свойствами. Никаким методом разделения смесей мы не сможем выделить атомы Феррума из соединения FeS.

Классификация сложных веществ

Сложные вещества разделяют на две большие группы: неорганические и органические. Неорганические вещества могут состоять из атомов любых элементов. В состав органических соединений обязательно входят атомы Карбона, поэтому большинство из них при нагревании обугливаются. В подавляющее большинство органических веществ входят также атомы Гидрогена. Примерами органических веществ являются: метан , сахароза , этиловый спирт

Ученый-энциклопедист, врач, алхимик и философ. Получил разностороннее образование — изучал медицину, философию, метафизику, поэзию, магию и алхимию. Прославился как искусный врач. Именно он сформулировал основную задачу алхимии как превращение металлов с помощью «эликсира» в золото, а также получение из обычных камней (кварца и стекла) драгоценных. Первым предложил классификацию всех известных веществ на землистые (минеральные), растительные и животные. Минеральные вещества, в свою очередь, он распределял на шесть групп: «духи» (спирты), «тела» (металлы), «камни», купоросы, «бораки» и соли.

, уксусная кислота . Органических веществ существует значительно больше, чем неорганических. Неорганические и органические вещества, в свою очередь, делятся еще на ряд групп. Но в седьмом классе вы подробно ознакомитесь лишь с некоторыми неорганическими веществами, а другие будете изучать в дальнейшем. Распределение веществ на разные группы по их признакам и свойствам называется классификацией.

Выводы:

1. Простые вещества состоят из одного химического элемента. Простые вещества разделяют на металлы и неметаллы. Для металлов характерны металлический блеск, ковкость, электро- и теплопроводность. Металлы образованы преимущественно металлическими элементами, а неметаллы — неметаллическими.
2. Сложные вещества состоят из нескольких химических элементов, их также называют химическими соединениями. Сложные вещества разделяют на органические и неорганические. В составе неорганических могут содержаться любые химические элементы, а в органические соединения обязательно входят атомы Карбона и Гидрогена.

Существование аллотропных модификаций Станума объясняет так называемую «оловянную чуму». Обычное белое олово на сильном морозе превращается в другую аллотропную модификацию — очень хрупкое серое олово. Из-за этого оловянные изделия на морозе рассыпаются в порошок.

Валентность

При образовании молекул атомы соединяются не беспорядочно, а в определенной последовательности особыми химическими связями. Каждый атом может образовать не бесконечное, а только определенное число таких связей. В XIX в. ученые установили, что атомы разных элементов имеют разную способность присоединять к себе другие атомы. Так, например, было подмечено, что атом Гидрогена может присоединить только один атом другого химического элемента (HCl, HF, NaH), атом Оксигена — два атома Гидрогена , атом Нитрогена — три атома Гидрогена . Это свойство атомов было названо валентностью.

Валентность — это число связей, которые данный атом может образовать с другими атомами.

Чтобы показать, как атомы соединены в молекуле, используют графические (структурные) формулы. Они показывают не только число атомов в молекуле, но и последовательность их соединения. Графическая формула молекулы воды H2O имеет вид:

Из этой формулы видно, что в молекуле воды атом Оксигена соединен с двумя атомами Гидрогена, причем атомы Гидрогена друг с другом не связаны. Каждая связь в графической формуле обозначается черточкой. Атом Оксигена образует две связи, следовательно, валентность Оксигена равна двум (Оксиген двухвалентен), а атомы Гидрогена образуют по одной связи — валентность Гидрогена равна единице (Гидроген одновалентен). Рассмотрим графическую формулу молекулы углекислого газа

В молекуле углекислого газа атомы Оксигена образуют по две связи с атомом Карбона (такую связь называют двойной), а Карбон в этом случае образует четыре связи (или две двойные связи). В этом соединении валентность Карбона равна четырем.

Некоторые элементы проявляют постоянную валентность — во всех соединениях им присуще только одно определенное значение валентности. Так, Гидроген всегда одновалентен, а Оксиген всегда двухвалентен. Другие элементы могут проявлять различную валентность в разных соединениях. Например, валентность Сульфура может быть равна двум, четырем и шести. О таких элементах говорят, что они проявляют переменную валентность. Для обозначения валентности используют римские цифры.

Таблица 3. Валентность некоторых химических элементов

По известной валентности одного химического элемента можно определить валентность других элементов в соединении. Определим, например, валентность элементов в молекуле хлороводорода HCl. Атомы Гидрогена всегда одновалентны, следовательно, валентность атомов Хлора также равна единице, поскольку атом Хлора связан только с атомом Гидрогена и не может образовать с ним более одной связи. В молекуле аммиака атом Нитрогена связан с тремя одновалентными атомами Гидрогена, следовательно, Нитроген трехвалентен, так как он образует три связи. Исходя из этого, можно изобразить графические формулы хлороводорода и аммониака:

В химических формулах валентность записывают над символом соответствующего элемента:

Валентность химических элементов можно определить по Периодической системе. Высшая (максимальная) валентность химического элемента в большинстве случаев равна номеру группы Периодической системы, в которой расположен данный элемент. Чтобы определить и другие возможные валентности, необходимо из значения высшей валентности вычесть 2, 4 или 6 (табл. 4).

Таблица 4. Определение валентности по Периодической системе*

* Для короткого варианта Периодической системы.

Приведенный в таблице 4 принцип определения валентности с помощью Периодической системы не всегда точен. Из него есть исключения. Например, Оксиген (шестая группа) проявляет только валентность II, а для Феррума (восьмая группа) характерны валентности II и III. Однако для большинства элементов, с которыми вы будете сталкиваться в школьном курсе, этот принцип справедлив.

Определение валентности химических элементов по формулам бинарных соединений

Соединения, состоящие из двух химических элементов, называют бинарными. Для определения валентности элементов в бинарном соединении не обязательно составлять структурные формулы. Суммарное число связей атомов одного элемента в бинарном соединении всегда равно суммарному числу связей всех атомов другого элемента. Например, в молекуле углекислого газа Карбон четырехвалентен (общее число связей равно 1 • IV = 4), а Оксиген двухвалентен (общее число связей равно 2 • II = 4). Для всех элементов в бинарном соединении произведение числа атомов на валентность будет одинаковым. Для определения валентности в бинарных соединениях можно использовать следующий алгоритм:

Составление формулы бинарного соединения по валентности элементов Зная значения валентностей элементов, можно составить формулу бинарного соединения. Составим, например, формулу соединения, которое состоит из атомов шестивалентного Сульфура — S(VI) и двухвалентного Оксигена — O(II). Каждый атом Оксигена образует только две связи, поэтому для образования шести связей с атомом Сульфура понадобится три атома Оксигена. Таким образом, формула этого соединения — , а его графическая формула:

Составляя химические формулы, необходимо учитывать порядок написания символов элементов в формуле. На первом месте в химической формуле записывается символ того элемента, который в Периодической системе расположен левее или ниже. Так, если соединение состоит из атомов Нитрогена и Оксигена, то на первом месте записывается символ Нитрогена, а если соединение состоит из атомов Калия и Брома, то на первом месте — символ Калия.

Для составления формул бинарных соединений также можно воспользоваться следующим алгоритмом:

Понятие валентности возникло более двухсот лет назад и сегодня вызывает множество нареканий от многих химиков. Так, по приведенным правилам сложно определить валентность элементов в простых веществах, а также в веществах немолекулярного строения. Например, в железе каждый атом Феррума окружен восемью соседними атомами. В поваренной соли — натрий хлориде — каждый ион Натрия взаимодействует с шестью ионами Хлора, а каждый ион Хлора — с шестью ионами Натрия (рис. 60б, с. 71). Вместе с тем Натрий и Хлор в этом соединении принято считать одновалентными. Понятие валентности имеет реальный смысл только в случае молекулярных веществ.

Во многих европейских языках слово «валентность» имеет множество однокоренных слов. Так, в испанском языке valencia означает «цена». Французское слово valable и английское valid означают «способность» (соответственно, invalable и invalid — «неспособный»). Также есть слова value — «значение» и valeur — «стоимость». У древних римлян слово valentia означало «сила». Как вы считаете, что означает слово «валентность»?

Выводы:

1. Валентность равна числу связей, которые определенный атом может образовать с другими атомами. При составлении графических формул связи обозначают черточками.
2. Некоторые элементы проявляют постоянную валентность во всех соединениях: Гидроген всегда одновалентен, Оксиген — двухвалентен и т. д. Некоторые элементы проявляют переменную валентность, валентность таких элементов обязательно указывают в названиях соединений.
3. Для определения валентности по химической формуле или при составлении формул по валентности необходимо придерживаться принципа, что общее число связей всех атомов одного элемента в соединении равно общему числу связей всех атомов другого элемента.

Первые высказывания о химической связи принадлежат Роберту Бойлю. Он представлял атомы в виде шариков, на поверхности которых есть крючки. Этими крючками атомы цепляются друг за друга, как колючие головки репейника. Наличием и числом крючков на поверхности атомов Бойль также объяснял кислый, горький или жгучий вкус некоторых веществ.

Физические и химические явления

Физические явления В окружающем нас мире постоянно происходят изменения. Смена времен года, движение воды в реке, рост растений, кипение воды в чайнике — все это примеры процессов, происходящих вокруг нас. Эти процессы называют явлениями. В зависимости от того, в какой сфере жизни происходят явления, их можно разделить на политические, социальные, геологические, биологические, а также на физические и химические. Сравним действия двух ремесленников: кузнеца и металлурга. Кузнец берет железный брусок, нагревает его, бьет по нему молотом и в результате получает изделие, например подкову или шлем. Изменяется ли в данном случае железо — вещество, из которого состоит брусок? Нет. Под ударами молота частицы (атомы) в железе движутся, смещаются, но сами не меняются (рис. 71). Такое явление относится к физическим.

Явления, при которых изменяется форма предмета или агрегатное состояние вещества, но не меняется его состав, называют физическими.

В результате протекания физических явлений частицы в веществе не изменяются, следовательно, не изменяются и свойства веществ.

Кипение воды, появление капель воды или льда в холодильнике, замерзание рек, отливание изделий из расплавленного металла, измельчение веществ — все это примеры физических явлений.

Рис. 71. Железный брусок и железный шлем состоят из одного вещества — железа. Поэтому превращение бруска в шлем является физическим процессом

Химические явления

А что же делает металлург? Он берет железную руду и превращает ее в блестящие бруски железа. Изменилось ли при этом вещество? Железная руда — это бурый порошок или камни, которые не проводят электрический ток и легко рассыпаются от удара молотком. А железо имеет металлический блеск, хорошо проводит электрический ток, при ударе не рассыпается, а расплющивается. Таким образом, железная руда и брусок железа состоят из разных веществ, которые имеют разные свойства (рис. 72). В отличие от кузнеца, металлург превратил частицы железной руды в частицы железа. Такой процесс является химическим.

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

Горение древесины, появление ржавчины на поверхности железных изделий (рис. 73), скисание молока, пригорание пищи на сковороде — все это примеры химических явлений.

В процессе химических явлений частицы одного вещества (атомы, молекулы или ионы) превращаются в частицы другого, т. е. из одного вещества образуется другое вещество с другими свойствами.

Часто вместо слов «химическое явление» говорят химический процесс или химическая реакция. О веществах, которые вступают в химическую реакцию, говорят, что они реагируют, или взаимодействуют, между собой. Эти вещества называют реагентами или исходными веществами, а новые вещества, образующиеся в результате реакции,— продуктами реакции.

Рис. 72. В химических явлениях изменяется само вещество: железная руда и железный брусок состоят из разных частиц, поэтому преобразование руды в железо является химическим явлением

Рис. 73. Превращение железного бруска в железные опилки — физическое явление, поскольку свойства веществ не меняются. А превращение в ржавчину — химическое, так как по свойствам ржавчина отличается от железа

В химических явлениях проявляются химические свойства веществ — их способность изменяться под влиянием различных условий и реагировать с другими веществами. Описать химические свойства вещества — означает указать, как оно может изменяться, с какими другими веществами и при каких условиях может реагировать. Изучение химических свойств веществ — одна из задач химии.

Признаки химических реакций

Очень часто химические и физические явления происходят одновременно. Например, при горении свечи парафин сначала плавится и испаряется (физические явления), а потом пары парафина начинают гореть (химическое явление). Если нагревать кусочек сахара, то он расплавится (физическое явление), а в случае продолжительного нагревания превратится в углевидную черную массу (химическое явление).

Как же отличить химические явления от физических? Конечно, можно сказать, что если молекулы вещества изменились, то явление относится к химическим, а если не изменились, то к физическим. Но молекулы сложно увидеть даже в самый сильный микроскоп.

Поскольку в процессе химической реакции образуются новые вещества с новыми свойствами, то о протекании реакции свидетельствует изменение физических свойств реагирующих веществ. Так, если поставить молоко в теплое место, то спустя некоторое время оно превратится в кислое молоко. При скисании молока из молочного сахара образуется молочная кислота, о ходе этой реакции можно судить по изменению вкуса.

Рис. 74. Признак химической реакции — образование нерастворимого вещества, выпавшего в осадок: а — на стенках чайника; б — при сливании двух жидкостей

Если жир на сковороде начинает подгорать, то о ходе этой реакции мы узнаем по появлению запаха акролеина — продукта разложения жира.

При кипении водопроводной воды из растворенных в ней веществ образуется вещество, которое не растворяется в воде и оседает в виде накипи на стенках чайника — выпадает в осадок (рис. 74).

Выделение газа также свидетельствует о химическом превращении: гашение пищевой соды столовым уксусом или лимонной кислотой сопровождается характерным шипением из-за образования углекислого газа (рис. 75). Если в стакан со столовым уксусом насыпать соду, то газ начинает выделяться так активно, что кажется, будто жидкость закипает.

Рис. 75. Признак химической реакции — выделение газа: а — цинк с кислотой образуют бесцветный газ; б — медь с кислотой также образуют газ, но с характерной бурой окраской

Рис. 76. Признаки химической реакции: а — чай при добавлении лимона меняет окраску; б — реакции с выделением энергии часто сопровождаются выделением света

Как в этом случае отличить кипение от химической реакции? Для этого нужно вспомнить, как происходит кипение: жидкость закипает, когда нагревается до определенной температуры — температуры кипения (для воды при нормальном давлении это 100 °С).

При кипении воды пузырьки газа (пара) образуются во всем объеме жидкости. В случае взаимодействия уксуса с содой жидкость не нагревается, а газ выделяется только в том месте, где сода контактирует с раствором, а значит кипением этот процесс назвать нельзя.

Часто о химических превращениях свидетельствует изменение окраски (рис. 76а). Например, цвет листьев на деревьях осенью меняется с зеленого на желтый или красный. Множество химических реакций, например реакции горения, сопровождаются выделением энергии (рис. 76б), обычно в виде теплоты и света. Однако есть реакции, которые происходят с поглощением энергии. Например, реакция фотосинтеза в растениях происходит с поглощением энергии солнечного света.

Признаки химических реакций:

• изменение окраски;
• изменение запаха;
• изменение вкуса;
• выпадение или растворение осадка;
• выделение или поглощение газа;
• выделение или поглощение теплоты;
• излучение света.

Условия протекания химических реакций

Для протекания химических реакций необходимы определенные условия. В первую очередь вещества необходимо соединить и перемешать или хотя бы привести в соприкосновение.

Но не всегда химическая реакция начинается сразу после перемешивания веществ. Древесина очень хорошо горит, однако сама по себе она не загорается. Для того чтобы началась реакция горения, древесину необходимо поджечь — т. е. нагреть до определенной температуры. Дальше реакция протекает самостоятельно, пока не закончится один из реагентов. Для протекания многих химических реакций необходимо постоянное нагревание или охлаждение.

Некоторые реакции происходят под действием света или электрического тока. Известны неустойчивые вещества, которые разлагаются от трения или удара.

Условия, необходимые для протекания различных реакций, очень разные. Большинство реакций не требует специальных условий, но некоторые происходят лишь при определенных условиях, которые описываются в химической литературе.

Выводы:

1. При физических явлениях изменяются форма или агрегатное состояние веществ, но их состав, а следовательно и физические свойства, не меняются. При химических явлениях (химических реакциях) вещества изменяются, т. е. одни вещества превращаются в другие. Это происходит из-за изменения состава веществ.
2. О протекании химических реакций можно судить по определенным признакам: изменение окраски, запаха, вкуса, образование или исчезновение осадка, выделение или поглощение теплоты, газа или света.

Кислород

Вокруг нашей планеты существует газообразная оболочка, которую называют атмосферой (рис. 77). Все мы живем на «дне» этого газообразного океана. Приземный слой атмосферы мы называем воздухом. Воздух — это сложная смесь 15 различных газов. Основными компонентами являются азот и кислород . Содержание азота

Рис. 77. Атмосфера Земли — это сравнительно тонкий газообразный слой вокруг нашей планеты. В нижних слоях атмосферы одна пятая часть — это кислород

Рис. 78. Состав сухого воздуха у поверхности Земли

составляет 78 % от объема воздуха, а кислорода — 21 %. Кроме того, в воздухе содержится небольшое количество аргона (0,9 %), углекислого газа (0,03 %), озона, водяного пара и других газов (рис. 78). Объемные доли кислорода и азота в воздухе определил А. Лавуазье в 1774 году.

Состав воздуха несколько меняется в зависимости от местности, погодных условий и высоты над уровнем моря. Например, водяного пара в воздухе в теплую и влажную погоду содержится больше, а в холодную и сухую — меньше. Углекислый газ образуется в результате горения и дыхания, поэтому в воздухе больших городов его больше, чем над лесами и морями. Содержание азота и кислорода в разных местностях почти постоянно.

В закрытых и непроветриваемых помещениях может скапливаться много углекислого газа. Воздух, который содержит более 0,1 % углекислого газа, негативно влияет на человека. Поэтому нужно регулярно проветривать помещения.

Кислород и озон

Главный компонент воздуха — это кислород. Он поддерживает дыхание, благодаря чему на Земле могут жить животные, и горение, без которого уже невозможна наша жизнь. В молекуле кислорода два атома Оксигена соединены друг с другом двумя химическими связями (рис. 79а). Графическая формула кислорода имеет такой вид:

Как видно, валентность атомов Оксигена и в простом веществе равна II.

Больше всего кислорода содержится в нижних слоях атмосферы (тропосфере). При подъеме над землей содержание кислорода

Рис. 79. Формулы и модели молекул: а — кислорода; б — озона

понемногу уменьшается. Именно поэтому при путешествии высоко в горах становится труднее дышать. В верхних, очень разреженных слоях атмосферы кислород почти отсутствует. Химический элемент Оксиген образует еще одно простое вещество — озон (рис. 79б). Озон также содержится в атмосфере, но он находится преимущественно на высоте 30–50 км, образуя так называемый озоновый слой. Озоновый слой защищает нас от вредного ультрафиолетового излучения Солнца.

Физические свойства кислорода

При обычных условиях кислород — газ без цвета, вкуса и запаха. Толстый слой кислорода имеет светло-голубую окраску. Кислород малорастворим в воде — в 1 л воды при температуре 20 °С растворяется 31 мл кислорода (0,004 % по массе). Однако этого количества достаточно для дыхания рыб, которые живут в водоемах. Газообразный кислород немного тяжелее воздуха: 1 л воздуха при температуре 0 °С и нормальном давлении весит 1,29 г, а 1 л кислорода — 1,43 г.

Жидкий кислород — это подвижная, слегка голубоватая жидкость, которая кипит при –183 °С (рис. 80). Твердый кислород — это синие кристаллы, которые плавятся при еще более низкой температуре — –218,7 °С.

Кислород — парамагнитное вещество, т. е. в жидком и твердом состояниях он притягивается магнитом (рис. 81, с. 110).

Рис. 80. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет

Часто можно услышать, что голубой цвет неба связан с окраской кислорода. Однако это не совсем соответствует действительности. Цвет кислорода вносит свою лепту в окраску неба, однако синий цвет небосвода связан по большей части с более сложным явлением — рассеиванием солнечного света в воздухе.

Рис. 81. Жидкий кислород притягивается магнитом

Открытие кислорода

Кислород был открыт в 1774 году Дж. Пристли. Он изучал газообразные вещества, которые образуются при прокаливании различных веществ солнечными лучами, сфокусированными с помощью линзы (рис. 82). При таком воздействии, в частности на меркурий(II) оксид, выделяется кислород.

Поскольку в чистом кислороде легче дышалось, то открытый газ Пристли назвал «улучшенным воздухом». Независимо от Пристли приблизительно в то же время кислород был открыт К. Шееле. Благодаря способности кислорода поддерживать горение Шееле назвал его «огненным воздухом». Шееле открыл кислород раньше, чем Пристли, но опубликовал свои результаты позднее. Поэтому первооткрывателем кислорода считают Дж. Пристли.

История открытия кислорода интересно переплетается с историей появления подводных лодок. Есть сведения, что кислород был открыт еще в XVII в. голландским ученым К. Дреббелем. Он использовал этот газ для дыхания в подводной лодке собственной конструкции. Но это открытие относилось к военной технике и держалось в секрете, поэтому не повлияло на дальнейшие исследования.

Рис. 82. Для получения кислорода Пристли прокаливал меркурий(II) оксид HgO в пробирке, наполненной ртутью. Образовавшийся кислород вытеснял ртуть и собирался над слоем ртути

Джозеф Пристли (1733–1804)

Английский химик, философ и общественный деятель. Был священнослужителем, а в свободное время занимался наукой, владел девятью языками. Один из ведущих ученых в области пневмохимии (химии газов). В 1774 г. открыл кислород. Кроме кислорода впервые получил азот, хлороводород, фтороводород, аммиак, сернистый газ, углекислый газ. Он был первым, кто специально растворил углекислый газ в воде, после чего вода стала удивительно вкусной. Так была изобретена газированная (содовая) вода. За это изобретение ему была присуждена награда Лондонского королевского общества. Содовая вода стала первым товарным продуктом химии газов.

Оксиген в природе

Оксиген — один из важнейших элементов в природе. Кроме простых веществ, он также образует соединения почти со всеми химическими элементами. Исключение составляют только инертные элементы — Гелий, Неон, Аргон. На поверхности нашей планеты Оксиген является самым распространенным элементом. В составе соединений с другими элементами он составляет 49 % от массы земной коры. Оксиген входит в состав самых важных минералов литосферы (красный железняк, кварц, гипс, полевой шпат и др.) и веществ, которые обеспечивают плодородие почв (гумус и соли).

Карл Вильгельм Шееле (1742–1786)

Известный шведский фармацевт и химик-самоучка. В 15 лет он стал учеником в аптеке в Гетеборге, потом работал во многих аптеках Швеции, и, хотя неоднократно получал предложения занять должность профессора, предпочел остаться аптекарем. Уже в 32 года Шееле был удостоен звания члена Стокгольмской академии наук. Современники говорили о нем: «Аптекарь Шееле не мог не притронуться к чему-нибудь, чтобы не сделать открытия». Шееле открыл семь химических элементов (О, F, Cl, Mn, Мо, Ba, W). Он впервые выделил множество органических кислот: щавелевую, лимонную, винную, молочную и др. Открыл множество ценных неорганических соединений.

Рис. 83. Распространенность Оксигена в природе (по массе)

Самое распространенное соединение Оксигена — это вода . Огромные объемы воды — реки, моря и океаны — образуют гидросферу Земли. С учетом растворенных веществ гидросфера содержит 86–89 % Оксигена по массе.

Оксиген входит в состав многих сложных веществ: оксидов, кислот, щелочей, солей и др. Живые организмы также содержат большое количество Оксигена. В составе разных соединений на долю Оксигена приходится около 60 % массы тела человека.

В Периодической системе Оксиген имеет порядковый номер 8, соответственно заряд ядра атома Оксигена +8 (рис. 84). Химический символ элемента — O, относительная атомная масса 16 — это означает, что атом Оксигена в 16 раз тяжелее 1/12 массы атома Карбона (рис. 85). В химических соединениях Оксиген всегда проявляет валентность II, несмотря на то, что он расположен в VI группе Периодической системы.

Рис. 84. Модель атома Оксигена

Рис. 85. Из Периодической системы можно узнать порядковый номер Оксигена и его относительную атомную массу

Оксиген является самым активным химическим элементом в природе после Флуора. Благодаря этому он образует соединения почти со всеми элементами.

Оксиды

Соединения, в составе которых кроме Оксигена есть только один какой-либо химический элемент, называют оксидами.

Оксиды—это бинарные соединения химических элементов с Оксигеном.

Чтобы различать оксиды, им присваивают названия. Названия оксидов состоят из двух слов: названия химического элемента (в именительном падеже) и слова «оксид».

• — натрий оксид;
• — алюминий оксид.

Если оксид образован элементом с переменной валентностью, то также указывают его валентность:

CuO — купрум(II) оксид; — купрум(I) оксид Формулы оксидов составляют по валентности элементов, которые их образуют.

Своим названием элемент Оксиген обязан А. Лавуазье. Согласно теории Лавуазье, Оксиген был основным функциональным компонентом кислот, в связи с чем и получил свое название Oxygenium — «рождающий кислоты» (от оксос — кислый и геннео — рождаю).

Выводы:

1. Оксиген — один из наиболее распространенных и самых важных элементов в природе. Он образует соединения почти со всеми известными элементами. Больше всего Оксигена содержится в гидросфере, также велико содержание Оксигена в литосфере и атмосфере.
2. Оксиген в соединениях всегда двухвалентен, его относительная атомная масса равна 16.
3. Кислород и озон — простые вещества, образованные Оксигеном. Из них наиболее распространен кислород, который содержится в атмосфере Земли. Кислород — бесцветный газ, немного тяжелее воздуха и малорастворимый в воде. Жидкий и твердый кислород имеет голубую окраску и притягивается магнитом.

Уравнения химических реакций. Закон сохранения массы веществ в химических реакциях

Закон сохранения массы:

Все химические превращения удобно описывать посредством химических формул и уравнений реакций. Процесс горения угля можно описать такой схемой:

Эту схематическую запись называют уравнением химической реакции. В левой части уравнения записан один атом Карбона и одна молекула кислорода, которая состоит из двух атомов Оксигена. В правой части уравнения записана одна молекула углекислого газа (карбон(IV) оксида), которая состоит из одного атома Карбона и двух атомов Оксигена.

Число атомов каждого химического элемента в обеих частях уравнения одинаково. Для того чтобы подчеркнуть равное число атомов всех элементов, в данной записи стрелку можно заменить на знак равенства:

Уравнение химической реакции является отображением закона сохранения массы веществ в химических реакциях.

Масса веществ, которые вступили в химическую реакцию, равна массе веществ, которые образовались в результате реакции.

Этот закон был открыт М. В. Ломоносовым в 1748 году и, независимо от него, А. Лавуазье в 1789 году, поэтому данный закон называют также законом Ломоносова–Лавуазье.

В результате химических реакций одни вещества превращаются в другие: атомы, из которых состоят исходные вещества, не исчезают, не появляются и не превращаются из одного вида в другой, а только перегруппировываются, образуя молекулы новых веществ.

Рис. 86. Опыт, иллюстрирующий закон сохранения массы в химических реакциях: при горении вещества в закрытой емкости равновесие на весах сохраняется

Сегодня это утверждение кажется очевидным, однако в XVII в. наблюдения некоторых ученых противоречили ему. Например, спирт при горении постепенно утрачивает массу и, наконец, исчезает. Если железная пластинка лежит на воздухе, она постепенно ржавеет и ее масса при этом увеличивается. Как это объяснить? Объяснение этим фактам нашли только после проведения экспериментов с тщательным взвешиванием исходных веществ и продуктов реакций.

Докажем, что во время горения закон сохранения массы выполняется. Горение свечи — это химическая реакция, которая происходит с образованием углекислого газа и воды (в виде водяного пара). Продукты реакции (углекислый газ и водяной пар) — это газообразные вещества, которые испаряются, и потому кажется, что вещество исчезает. Если реакцию проводить в закрытом сосуде, то продуктам реакции не будет куда исчезать.

На одну чашу весов поместим горючее вещество в герметично закрытой емкости, заполненной кислородом (рис. 86). Уравновесим весы и подожжем. Вещество некоторое время горит, а потом, когда израсходуется кислород, горение прекращается. Во время горения равновесие весов сохраняется. Таким образом, масса колбы с исходными веществами равна массе колбы с продуктами реакции.

В случае ржавления железа атомы Феррума реагируют с кислородом и водой из окружающего воздуха. В этом случае образуется ржавчина, масса которой больше, чем масса исходного железа, поэтому кажется, что вещество возникает ниоткуда.

Рис. 87. Прокаливание металла в закрытой колбе. После окончания реакции место кислорода, израсходованного на реакцию, занимает вода

Проведем подобный опыт в герметичной колбе (рис. 87а). Поместим образец металла в колбу, закроем ее пробкой с запаянной газоотводной трубкой и нагреем. После прокаливания металл изменяет свой цвет, так как он превратился в оксид (рис. 87б). Чтобы доказать, что часть воздуха израсходовалась на реакцию с металлом, опустим газоотводную трубку в емкость с водой и откроем конец трубки. Поскольку часть воздуха соединилась с металлом, то в колбе возникло свободное пространство, которое через трубку заполняет вода (рис. 87в).

Михаил Васильевич Ломоносов (1711–1765)

Выдающийся российский ученый. Учился в Словяно-греко-латинской академии, в Киево-Могилянской академии, Петербургском университете, в университете Гамбурга. Ломоносов был одним из образованнейших людей России того времени. Заслуживают внимания его труды не только в области химии, но и в минералогии, географии, металлургии, физике, истории, поэзии, изобразительном искусстве. Открыл закон сохранения массы, создал первую в России химическую лабораторию. По результатам наблюдений солнечного затмения установил существование атмосферы на Венере. По его инициативе был открыт Московский университет, который сегодня носит его имя.

Составление уравнений химических реакций

Уравнения химических реакций составляются с учетом закона сохранения массы. Рассмотрим, как составляются уравнения реакций образования бинарных соединений из простых веществ.

Пример №3

Составим уравнение реакции образования метана — основного компонента природного газа. Метан состоит из атомов Карбона и Гидрогена. Таким образом, для его получения необходимы простые вещества, одно из которых состоит из атомов Карбона (уголь C), а другое — из атомов Гидрогена (водород ).

В левой части записываем исходные вещества (реагенты) , а в правой — продукт реакции :

Но эта запись еще не является уравнением реакции — это схема реакции. Для того чтобы она превратилась в уравнение, необходимо уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях. Для этого необходимо подобрать коэффициенты — цифры перед химическими формулами, которые указывают число молекул (атомов). Как видно, в левой и правой частях схемы по одному атому Карбона, но в левой части два атома Гидрогена (одна молекула водорода), а в правой — четыре атома (в составе одной молекулы метана). Это противоречит закону сохранения массы. Чтобы это исправить, перед формулой водорода в левой части уравнения нужно поставить коэффициент 2:

Теперь в обеих частях уравнения число атомов Гидрогена и Карбона одинаково, поэтому стрелку между реагентами и продуктами в уравнении можно заменить знаком равенства:

Пример №4

Рассмотрим реакцию горения метана. Горение — это взаимодействие с кислородом . При горении метана образуются углекислый газ и вода . Запишем схему реакции:

Теперь необходимо уравнять число атомов каждого химического элемента, т. е. подобрать коэффициенты. Начнем с атомов Карбона:

в обеих частях уравнения их по одному. Потом подсчитаем атомы Гидрогена: в левой части четыре атома, а в правой — два. Чтобы уравнять их число, нужно перед формулой воды поставить коэффициент 2:

Осталось уравнять число атомов Оксигена (обычно Оксиген уравнивают последним). В левой части уравнения два атома Оксигена в молекуле , а в правой — четыре (два атома в составе молекулы углекислого газа и два атома в составе двух молекул воды H2O). Таким образом, в левой части уравнения перед формулой кислорода необходимо поставить коэффициент 2:

Теперь число атомов всех элементов одинаково, следовательно, коэффициенты подобраны правильно. Подбирая коэффициенты в уравнении реакции, необходимо помнить следующие правила:

• коэффициент показывает число молекул, отдельных атомов или формульных единиц в уравнении реакции;
• коэффициент ставится только перед химической формулой;
• коэффициент относится ко всем атомам, из которых состоит молекула, перед которой он стоит, например: запись означает две молекулы воды, в которых содержится 4 атома Гидрогена (по два в каждой молекуле) и 2 атома Оксигена (по одному в каждой молекуле);
• коэффициент 1, как и индекс 1, не записывается;
• индекс показывает число атомов элемента (или групп атомов) в составе молекулы, а коэффициент — число молекул, например:
• H — один атом Гидрогена;
• 2H — два атома Гидрогена;
• — одна молекула водорода, состоящая из двух атомов Гидрогена;
• — две молекулы водорода, каждая из которых состоит из двух атомов Гидрогена.

Записи 4H и неравнозначны. Хотя в них и записано одинаковое число атомов Гидрогена, но первая запись означает четыре отдельных атома Гидрогена, а вторая — две молекулы водорода.

В уравнениях реакций часто указывают условия протекания реакций или выделение газа и осадка. Так, если из раствора выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх: ↑. Если из газов или жидкостей образуется нерастворимое вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз: ↓.

Выводы:

1. Массы веществ, вступающих в реакцию, равны массе образованных веществ, о чем свидетельствует закон сохранения массы в химических реакциях. Этот закон основан на том, что атомы в химических реакциях не исчезают, а просто переходят из одних веществ в состав других. Посредством химических символов и знаков закон сохранения массы отображают уравнением химической реакции.
2. При составлении уравнений химических реакций необходимо соблюдать условие, что число атомов всех элементов в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым. Для этого перед химическими формулами пишут коэффициенты, которые обозначают число молекул, отдельных атомов или формульных единиц.

Получение и хранение кислорода

Методы получения кислорода можно разделить на промышленные и лабораторные.

Разложение оксидов

В лаборатории кислород удобнее получать из тех его соединений, которые при нагревании легко разлагаются с выделением кислорода. Чаще всего для этого используют калий перманганат , калий хлорат (бертолетову соль), калий нитрат (индийскую селитру), гидроген пероксид .

Впервые кислород был получен нагреванием меркурий(II) оксида HgO сфокусированными солнечными лучами. При этом образуется жидкая ртуть и газообразный кислород (рис. 90):

Рис. 90. При прокаливании красного меркурий(II) оксида образуется жидкая серебристая ртуть и газообразный кислород

Таким же образом могут разлагаться соединения и других неактивных металлических элементов с Оксигеном. Но обычно такие реакции происходят при очень высоких температурах, поэтому использовать их для получения кислорода в лаборатории не очень удобно.

Разложение бертолетовой соли

Катализаторы Поместим в чистую сухую пробирку несколько кристаллов бертолетовой соли и нагреем ее в пламени спиртовки. Сначала соль начинает плавиться (357 °С), а потом расплав закипает (400 °С) — начинается разложение с выделением бесцветного газа в соответствии с уравнением:

Чтобы доказать, что выделяющийся газ является кислородом, в пробирку внесем тлеющую лучину (рис. 91). Лучина ярко вспыхивает. Это означает, что полученный газ — кислород, так как он поддерживает горение. Чтобы ускорить реакцию, к бертолетовой соли можно добавить небольшое количество порошка манган(IV) оксида . В его присутствии кислород начинает выделяться при более низкой температуре (200 °С), даже ниже, чем температура плавления. Сам по себе манган(IV) оксид в этой реакции не расходуется, он только ускоряет ее. Такие вещества называют катализаторами, а увеличение скорости реакции под действием катализатора — катализом.

Катализаторы — это вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но сами в ней не расходуются. Способность некоторых веществ ускорять химические реакции известна уже более 200 лет, но первые научные объяснения этого явления, а также приведенное определение катализаторов было введено выдающимся химиком В. Оствальдом.

Рис. 91. Доказательство наличия кислорода в пробирке: тлеющая лучина при внесении в кислород вспыхивает

Вильгельм-Фридрих Оствальд (1853–1932)

Выдающийся немецкий физико-химик, лауреат Нобелевской премии 1909 г. Родился в Риге, где учился и в 28 лет начал работать профессором. В возрасте 35 лет переехал в Лейпциг, где возглавил Физикохимический институт. Вильгельм Оствальд изучал законы химического равновесия, электрические свойства растворов, открыл закон разбавления, названный его именем, разработал основы теории кислотно оснóвного катализа, занимался историей химии. Основал первую в мире кафедру физической химии и первый физико-химический журнал. В свое время активно поддержал теорию Аррениуса, чем способствовал ее признанию другими химиками.

Разложение калий перманганата Кислород в лаборатории удобно получать из калий перманганата . Калий перманганат представляет собой черно-фиолетовые кристаллы со специфическим блеском (рис. 92). Небольшое количество порошка калий перманганата поместим в пробирку. Во избежание разбрасывания порошка, в пробирку необходимо поместить ватный тампон (рис. 93). Для того чтобы началась реакция, пробирку необходимо нагреть приблизительно до 230 °С. Порошок постепенно нагревается и начинает растрескиваться — происходит реакция:

Если к пробирке присоединить газоотводную трубку, то выделяющийся кислород можно собрать в какую-нибудь емкость.

Рис. 92. Калий перманганат используют для получения кислорода в лаборатории

Рис. 93. Приспособление для получения кислорода разложением калий перманганата

Рис. 94. Приспособление для собирания кислорода: а — методом вытеснения воздуха; б — методом вытеснения воды

Как можно собрать полученный кислород?

Кислород тяжелее воздуха и малорастворим в воде, поэтому его можно собирать двумя способами: вытеснением воздуха и вытеснением воды. В первом случае (рис. 94а) кислород, который поступает в емкость по стеклянной трубке, постепенно вытесняет воздух. Во избежание смешивания кислорода с атмосферным воздухом, отверстие емкости неплотно закрывают куском ваты или листом фильтровальной бумаги. Чтобы убедиться, что емкость заполнилась кислородом, к ее отверстию подносят тлеющую лучину. Если емкость заполнена, то лучина вспыхивает у отверстия.

При собирании кислорода над водой (рис. 94б) выделяющийся газ постепенно вытесняет воду из пробирки, заранее заполненной водой. Когда газ полностью вытеснит воду из пробирки, ее отверстие закрывают стеклом и только потом вынимают из воды и переворачивают.

Получение кислорода из гидроген пероксида:

Часто для получения кислорода в лаборатории используют гидроген пероксид . Гидроген пероксид при обычных условиях разлагается, но очень медленно, даже если его подогреть на горелке. Но если в раствор гидроген пероксида добавить щепотку манган(IV) оксида, то жидкость сильно вспенивается, почти «закипает» — это выделяется кислород:

По окончании реакции в пробирке остается смесь воды и манган(IV) оксида. Эту смесь легко разделить фильтрованием. В данной реакции манган(IV) оксид выступает в роли катализатора. В этом легко убедиться, если отфильтрованный манган(IV) оксид снова добавить к гидроген пероксиду для разложения новой порции.

Поскольку катализаторы в процессе химической реакции не расходуются, то их добавляют к реагентам очень малыми дозами. Существует даже выражение «добавить реагент в каталитическом количестве», что означает «очень мало».

Реакции разложения

Если внимательно проанализировать приведенные уравнения реакций получения кислорода, то можно заметить общий признак: в левой части данных уравнений записана формула одного вещества, а в правой — нескольких. Такие реакции называются реакциями разложения.

Реакции, в которых из одного сложного вещества образуется несколько других веществ, называются реакциями разложения.

В общем виде уравнения реакции разложения можно записать следующим образом: A = B + C Получение кислорода в промышленности. Хранение кислорода Приведенные выше методы получения кислорода могут быть использованы только в лабораторных условиях. Для промышленного получения больших объемов кислорода они не используются из-за высокой стоимости исходных веществ. Большие количества кислорода получают из жидкого воздуха разделением (ректификацией). Сначала воздух охлаждают до –200 °С, а затем постепенно нагревают. При –196 °С азот испаряется, а жидкий кислород остается. Этот метод нельзя назвать химическим, поскольку в данном случае кислород просто выделяется из смеси газов — воздуха. Полученный жидкий кислород хранят в специальных емкостях — сосудах Дьюара (рис. 95), которые по строению напоминают обычный термос. Сосуд Дьюара имеет две стенки, из пространства между которыми откачан воздух. 

Рис. 95. Сосуд Дьюара для хранения сжиженных газов (а) и его строение (б)

Благодаря этому сосуд почти не пропускает тепло, и в нем длительное время при низкой температуре может храниться сжиженный газ. Часто в промышленности кислород получают из воды. Под действием электрического тока вода разлагается на два простых вещества — кислород и водород. Этот процесс называют электролизом (рис. 96).

Электролиз воды происходит довольно медленно и требует значительных затрат электричества, но полученный кислород довольно чистый, поэтому в некоторых случаях этот метод является целесообразным.

Полученный газообразный кислород хранят в специальных стальных баллонах под высоким давлением, чтобы он занимал меньше места. 

Рис. 96. Приспособление для получения кислорода электролизом воды

Рис. 97. Баллоны для хранения чистого кислорода под высоким давлением

Рис. 98. Газометр для хранения и использования газов в лаборатории: а — наполнение газометра кислородом методом вытеснения воды (краны 1 и 2 закрыты, кран 3 открыт); б — использование собранного кислорода (краны 1 и 2 открыты, кран 3 закрыт)

Баллоны с кислородом окрашивают в синий цвет, чтобы не перепутать их с баллонами, наполненными другими газами (рис. 97, с. 127). Вентили таких баллонов ни в коем случае нельзя смазывать машинными маслами, поскольку даже остатки смазочного масла в потоке чистого кислорода могут вызвать сильный взрыв.

Для хранения и удобного пользования кислородом в лаборатории используют другое устройство — газометр (рис. 98). Это большой стеклянный баллон с большой воронкой, заполненной водой. Сначала газометр заполняют кислородом методом вытеснения воды (рис. 98а). Когда газометр заполнен, открывают кран 2 и вода из воронки вытесняет собранный газ через кран 1 (рис. 98б).

Выводы:

1. В лаборатории кислород получают разложением сложных веществ: бертолетовой соли, калий перманганата или гидроген пероксида. Полученный кислород можно выявить, используя тлеющую лучину, а собирают его методом вытеснения воды или воздуха.
2. Реакции получения кислорода являются реакциями разложения, в которых из одного вещества образуется несколько. Часто они происходят при участии катализаторов — веществ, которые ускоряют химические реакции, но сами при этом не расходуются.
3. В промышленности кислород получают либо разделением (ректификацией) воздуха, либо реакцией разложения воды электролизом.

Химические свойства кислорода

Описать химические свойства вещества означает описать его способность вступать в различные химические реакции. Рассмотрим химические свойства кислорода.

Общая характеристика химических свойств кислорода

Кислород — одно из самых активных веществ. Из простых веществ по активности он уступает только фтору. Из курса природоведения вы знаете, что кислород поддерживает дыхание и горение. В чистом кислороде ярко вспыхивает тлеющая лучина и могут воспламеняться некоторые вещества, такие как бензин, спирт, смазочное масло.

При взаимодействии веществ с кислородом образуются оксиды. Такие реакции называют окислением.

Взаимодействие кислорода с простыми веществами

Многие реакции взаимодействия с кислородом происходят бурно, с выделением большого количества теплоты и света. Такие реакции мы обычно называем горением.

Быстрый процесс окисления вещества, сопровождающийся выделением большого количества теплоты и, как правило, света, называют горением.

Раскалим в пламени спиртовки кусочек древесного угля до покраснения и внесем в емкость с кислородом. Уголь продолжает гореть, не образуя пламени, но намного ярче, чем на воздухе (рис. 99а). Продуктом сгорания угля является карбон(IV) оксид — углекислый газ:

Поместим в стальную ложечку для сжигания небольшой кусочек серы и нагреем на спиртовке. Сера сначала плавится, а затем вспыхивает тусклым синим пламенем. В случае внесения ложечки в емкость с кислородом пламя становится намного ярче (рис. 99б). В результате сгорания серы образуется удушливый сульфур(IV) оксид — сернистый газ:

Аналогично поступим с фосфором. Фосфор на воздухе горит относительно активно, но без пламени, образуя густые клубы белого удушливого дыма. В чистом кислороде фосфор сгорает ослепительно-белым пламенем (рис. 99в). Дым, выделяющийся при сгорании фосфора, состоит из мельчайших частиц твердого фосфор(V) оксида:

Кислород очень активно взаимодействует со многими веществами. Причем, чем выше содержание кислорода в смеси газов, тем активнее происходит горение. 

Рис. 99. Горение различных веществ в кислороде: а — угля; б — серы; в — фосфора; г — железа

В обычных условиях железо на воздухе не горит, но в атмосфере чистого кислорода оно активно взаимодействует с кислородом. Если сильно нагреть кончик тонкой железной проволоки и опустить его в емкость с кислородом, то железо загорится, разбрасывая яркие искры — частицы раскаленного феррум(III) оксида (рис. 99г):

Некоторые металлы взаимодействуют с кислородом намного активнее, например магний. Если поджечь магниевую ленту в воздухе, то произойдет реакция с выделением большого количества энергии в виде света (рис. 100):

Менее активные металлы взаимодействуют с кислородом не так бурно, т. е. они не способны гореть. Например, медь и ртуть взаимодействуют с кислородом только при сильном нагревании. Так, при нагревании в пламени горелки меди — металла красного цвета образуется купрум(II) оксид черного цвета:

А некоторые металлы, например золото или платина, вообще не взаимодействуют с кислородом. Обратите внимание на уравнения реакций взаимодействия простых веществ с кислородом. Во всех этих уравнениях в левой части записаны формулы двух веществ, а в правой части — одного вещества. Следовательно, в процессе реакции из двух веществ образуется одно. Такие реакции называют реакциями соединения.

Рис. 100. Горение магниевой ленты

Реакции, в которых из двух простых или сложных веществ образуется одно вещество, называют реакциями соединения.

В общем виде уравнение реакции соединения можно записать так:

A + B = C

Взаимодействие кислорода со сложными веществами Многие сложные вещества также способны гореть в кислороде. При горении сложного вещества образуются оксиды всех элементов, из которых состоит данное вещество. Например, в результате горения метана образуются два оксида: карбон(IV) оксид и гидроген оксид (рис. 101):

Сероводород — газ с запахом тухлых яиц — сгорает в кислороде также с образованием двух оксидов: сульфур(IV) оксида и гидроген оксида:

При определенных условиях с кислородом может взаимодействовать глюкоза — это сахар, содержащийся в винограде и в некоторых других плодах. В этой реакции также образуется смесь оксидов:

Приведенные реакции не отображают всего многообразия химических свойств кислорода, мы рассмотрели лишь самые важные из них. Со многими свойствами вы ознакомитесь в дальнейшем.

Рис. 101. Горение метана на нефтедобывающей платформе

С кислородом могут взаимодействовать также некоторые оксиды. Элементы с переменной валентностью способны образовывать несколько оксидов. В этом случае оксид с низшей валентностью элемента может взаимодействовать с кислородом с образованием оксида с высшей валентностью. Например, Карбон способен образовывать карбон(II) оксид и карбон(IV) оксид. В этом случае угарный газ CO способен взаимодействовать с кислородом с образованием углекислого газа :

Аналогично нитроген(II) оксид может взаимодействовать с кислородом с образованием нитроген(IV) оксида:

Нитроген(IV) оксид при образовании выделяется в виде густого бурого газа, что напоминает хвост лисы, поэтому его иногда называют «лисий хвост».

Выводы:

1. Кислород — химически активное вещество. Кислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами (металлами и неметаллами) и со множеством сложных веществ. Многие вещества взаимодействуют с кислородом с образованием пламени, т. е. горят.
2. Реакции простых веществ с кислородом являются реакциями соединения, поскольку из нескольких веществ образуется одно. Взаимодействие веществ с кислородом называют реакцией окисления.
3. При взаимодействии простого вещества с кислородом образуется один оксид, а при взаимодействии сложных — несколько оксидов.

Горение и окисление веществ в воздухе

Люди издавна задумывались над природой горения веществ. За тысячелетия развития науки выдвигалось множество гипотез, которые пытались объяснить, почему одни вещества горят, а другие — нет. Большинство из этих гипотез сегодня вызывают улыбку, а их изучение интересно разве что с исторической точки зрения.

Впервые современную теорию горения выдвинул французский химик А. Лавуазье. Он установил, что горение происходит при участии воздуха, а точнее, одного из его компонентов — кислорода. Кроме того, Лавуазье доказал, что воздух является не простым веществом, а смесью газов, и определил его состав.

Из всех газов, которые входят в состав воздуха, только кислород поддерживает горение. Горение веществ может происходить с различной скоростью в зависимости от активности вещества и содержания кислорода в воздухе. Активные вещества, такие как фосфор, метан, магний и другие, сгорают очень быстро (рис. 103). Менее активные вещества, например сахар, сгорают медленнее.

Горение веществ в воздухе

Существенным образом на активность горения влияет содержание кислорода в воздухе. Если бы в воздухе содержалось менее 15 % кислорода, то горение было бы невозможным. А если бы содержание кислорода превышало 30 %, то было бы очень сложно загасить огонь. Все деревья на нашей планете сгорели бы в результате лесных пожаров, которые мог бы потушить только очень сильный ливень.

Но главное, что при горении выделяется много теплоты (энергии), которую можно использовать для бытовых и промышленных нужд. Также при горении выделяется свет, и часто этот процесс сопровождается образованием пламени.

Антуан Лоран Лавуазье (1743–1794)

Выдающийся французский химик. С ранних лет проявлял интерес к физике и химии. Длительное время изучал горение веществ, первым установил, что в процессах горения и дыхания участвует кислород. Чтобы доказать состав алмаза, в складчину с друзьями купил большой бриллиант и сжег его, чем доказал, что алмазы состоят из атомов Карбона (рис. 102). Открыл закон сохранения массы веществ в химических реакциях. Доказал, что кислород и металлы являются простыми веществами, а вода — сложным. В то время химики считали воду простым веществом, поскольку не могли ее разложить. Ввел систему присвоения названий веществам, основанную на их составе. Дал современные названия многим элементам.

Рис. 102. Приспособление, на котором Лавуазье сжег алмаз в солнечных лучах, доказав его химический состав

Рис. 103. Горение метана происходит довольно быстро с образованием пламени и выделением теплоты

Медленное окисление

Взаимодействие веществ с кислородом может происходить медленно, без заметного выделения теплоты. В этом случае горение не наблюдается. Такие процессы называют медленным окислением. Например, железо при хранении на воздухе медленно превращается в рыжий порошок ржавчины, что условно можно описать уравнением:

Медленное окисление — это процесс медленного взаимодействия веществ с кислородом без образования пламени и большого количества теплоты.

Медленное окисление отличается от горения отсутствием пламени и длительностью протекания. В повседневной жизни часто встречаются оба процесса. Мы разжигаем костер в лесу, сжигаем природный газ или дрова в печи и наблюдаем горение. Процессы медленного окисления не так заметны, но встречаются не менее редко. Все мы сталкивались с тем, что металлические предметы со временем тускнеют — покрываются слоем оксида. Если залезть в свежий стог сена, то можно ощутить тепло и запах веществ, выделяющихся при прении влажной травы. Из-за этой теплоты сено может даже воспламениться. Прение и гниение — примеры медленного окисления веществ в природе.

Процессы горения и медленного окисления могут переходить друг в друга: дрова в прогоревшем костре еще некоторое время продолжают тлеть, и наоборот, тлеющая спичка, брошенная в лесу, может стать причиной большого пожара. На предприятиях пропитанную смазочным маслом ветошь после обтирания станков запрещено накапливать в кучах. Внутри такой кучи процессы медленного окисления с выделением теплоты настолько повышают температуру, что может произойти самовозгорание. Медленное окисление способно при определенных условиях перейти в горение.

Взрыв:

При некоторых условиях горение может происходить так быстро, что вещество взрывается. Обычно это происходит, если горючее вещество сильно измельчено. Например, муку горючим веществом назвать сложно, но на мукомольных заводах происходили взрывы, когда очень мелко смолотая мука, взвешенная в воздухе, взрывалась от небольшой искры.

Взрываться могут смеси кислорода с некоторыми газами. Смесь кислорода с водородом в соотношении 1 : 2 называют «гремучий газ». Он взрывается от наименьшей искры с образованием воды (рис. 104):

Взрываться могут смеси природного газа или угольной пыли с воздухом. Вот почему необходимо следить за исправностью газовых плит и газовых трубопроводов, расположенных в закрытых помещениях. Шахты постоянно проветриваются мощными насосами не только для того, чтобы в них легче дышалось, но и для того, чтобы уменьшить до безопасных значений содержание рудничного газа (метан), выделяющегося из угольных пластов.

На вентилях и трубопроводах, по которым подается чистый кислород, не должно быть даже следов смазочного масла. Масло, измельченное в капли, в потоке кислорода становится взрывчаткой огромной разрушительной силы.

Обычные опилки, пропитанные жидким кислородом, становятся взрывчатым веществом. Смеси пористых горючих материалов с жидким кислородом — оксиликвиты — применяют как взрывчатку при прокладывании туннелей, строительстве дамб, при добыче руды или камня в карьерах.

Условия возникновения и протекания реакции горения

Рассмотрим, от чего зависит протекание реакции горения. В первую очередь для начала горения необходим контакт горючего вещества с кислородом. Если в закрытом пространстве горит какое-то вещество, то кислород быстро расходуется и горение прекращается. Поэтому для поддержания беспрерывного горения в печах и каминах строят вытяжные трубы (рис. 105). Нагретые продукты сгорания легче воздуха и под нимаются вверх, а на их место поступает свежий воздух, обеспечивая доступ кислорода.

Рис. 105. Устройство камина

Рис. 106. Меха для нагнетания воздуха в пламя для повышения его температуры

Чем выше труба, тем сильнее тяга воздуха и тем активнее происходит горение. Интенсивность горения зависит от содержания кислорода в воздухе. Поэтому, для того чтобы увеличить температуру пламени, сквозь него продувают воздух или подают чистый кислород (рис. 106). Этим приемом пользуются кузнецы, газосварщики, металлурги, стекловары. Возможно, вы также им пользовались. Вспомните, чтобы разжечь костер на пикнике, вы нагнетали воздух на загоревшиеся дрова.

Еще одним условием горения является то, что вещество должно быть нагретым до температуры воспламенения. Даже если вещество может гореть, но пока его не нагреть, оно не загорится. Например, бумага вспыхивает на воздухе в случае нагревания до 230 °С, а бензин нужно нагреть до 300 °С. Обычно для достижения температуры воспламенения вещество поджигают. Загоревшееся вещество продолжает гореть самостоятельно, так как в процессе горения выделяется большое количество теплоты, благодаря которой постепенно нагревается следующая порция вещества.

Температура воспламенения некоторых веществ близка к комнатной. Такие вещества вспыхивают на воздухе самостоятельно, без нагревания. Это явление называют самовоспламенением. К самовоспламеняющимся веществам относится белый фосфор, поэтому его нельзя хранить на воздухе, а только под слоем воды.

Итак, для возгорания горючих веществ необходимы два условия: доступ кислорода и нагревание вещества до температуры воспламенения. И наоборот, для того чтобы потушить горящий предмет, необходимо либо охладить его, либо перекрыть к нему доступ кислорода.

Тушение пламени:

Часто для тушения огня используют воду. Она препятствует доступу воздуха и охлаждает предмет за счет испарения. Но есть вещества, которые нельзя тушить водой. К ним относятся некоторые металлы (калий, натрий), которые сами активно взаимодействуют с водой, что может только усилить пожар. Нельзя тушить водой и некоторые органические вещества, такие как бензин, керосин и др. Они легче воды, поэтому в случае попытки потушить их водой они всплывают на поверхность и продолжают гореть, распространяя пламя на соседние участки. Также нельзя тушить водой пожар, вызванный неисправным электрооборудованием.

Самый эффективный способ тушения пламени, используемый в химических лабораториях,— это прекращение доступа воздуха при помощи песка, пены, огнетушителей или специальных асбестовых одеял (рис. 107). На прекращении доступа кислорода основано действие углекислотных огнетушителей (рис. 108а, с. 142).

При открытии вентиля сжатый под давлением углекислый газ поступает в зону горения и перекрывает доступ кислорода к горючему веществу (сам углекислый газ не поддерживает горение). Конечно же, углекислый газ быстро испаряется, но за это время вещество успевает остыть и уже не загорается снова. В быту чаще используются кислотные или порошковые огнетушители. 

Рис. 107. Тушение пожара пеной (а) и водой (б); (в) — рулон асбестовой ткани

Рис. 108. Огнетушители: а — углекислотный; б — кислотный

В кислотных огнетушителях (рис. 108б, с. 142) углекислый газ образуется в результате химической реакции соды с кислотой, а порошковые огнетушители разбрасывают специальный порошок, который, попадая в пламя, разлагается с образованием углекислого газа. В домашних условиях, чтобы потушить горящие предметы или одежду, загоревшуюся на человеке, необходимо набросить одеяло, шубу, ковер или покрывало и плотно завернуть, чтобы прекратить доступ воздуха.

Выводы:

1. Горение — быстрый процесс взаимодействия вещества с кислородом воздуха, сопровождающийся выделением теплоты и образованием пламени. Для возникновения горения необходимы доступ воздуха и нагревание вещества до температуры воспламенения.
2. Медленное окисление — это процесс медленного взаимодействия вещества с кислородом. Оно происходит с постепенным выделением теплоты и без пламени. При определенных условиях медленное окисление может переходить в горение и наоборот.
3. Взрыв — также реакция окисления. В отличие от горения, он происходит очень быстро, а выделяющаяся теплота (энергия) вызывает разрушения.
4. Для прекращения горения необходимо, чтобы не было хотя бы одного из условий его возникновения. Для этого необходимо либо охладить горящее вещество, либо перекрыть доступ воздуха.

Применение кислорода

Проблема чистого воздуха:

Применение кислорода основано на его способности поддерживать процессы дыхания и горения. Огромное количество кислорода, который образуется в природе, поглощается в процессе дыхания живых организмов. Основная масса кислорода, который производится в промышленности, расходуется для ускорения процессов окисления.

Металлургическая промышленность:  Кислород используется при выплавке чугуна и стали. Вдувание в доменную печь обогащенного кислородом воздуха повышает температуру.

Химическая промышленность:  Кислород используют на химических заводах при производстве оксидов и кислот (сульфатной, нитратной, уксусной и др.).

Резка и сварка металлов:  Горючие газы при горении в чистом кислороде дают более высокую температуру пламени. При такой температуре плавятся многие металлы.

Выплавка стекла:  Кислород используется в горелках, пред назначенных для создания высокой температуры в процессе выплавки стекла.

Ракетное топливо:  Жидкий кислород используют в качестве окислителя в ракетных двигателях и ракетоносителях.

Медицина:  В медицине кислород применяют при нарушении функции дыхания, в случае недостаточного снабжения тканей кислородом, при анестезии и др.

Взрывчатые вещества:  Жидкий кислород используют для приготовления взрывных смесей — оксиликвитов. При их поджигании горение происходит мгновенно с выделением большого объема газообразных продуктов.

Поддержка дыхания:  Газообразный кислород используется для поддержки дыхания в среде с недостаточным содержанием кислорода: для дыхания водолазов, шахтеров, пожарных, летчиков и космонавтов.

Проблема чистого воздуха Состав воздуха у поверхности Земли практически постоянен. Только высоко в горах содержание кислорода в воздухе уменьшается. Но в результате природных явлений или деятельности человека состав воздуха может существенно меняться, что приводит к его загрязнению. Загрязненным воздухом труднее дышать, растения поглощают загрязняющие вещества и могут стать ядовитыми, наличие некоторых веществ в воздухе вызывает кислотные дожди, опасные для окружающей среды.

Главными природными загрязнителями воздуха являются вулканы. Во время извержения они выбрасывают миллионы тонн пыли и углекислого и сернистого газов, распространяющихся на тысячи километров. Кроме того, природными загрязнителями воздуха являются большие лесные и степные пожары, пыльца растений, а также выделения животных.

Но больше всего на чистоту воздуха влияет техногенная деятельность человека. Автомобили, тракторы, самолеты ежегодно сжигают миллионы тонн топлива, на тепловых электростанциях сжигают мазут и уголь, а на промышленных предприятиях — природный газ. В результате в атмосферу выделяются углекислый и сернистый газы, оксиды Нитрогена и другие вредные соединения. Больше всего от загрязненного воздуха страдают крупные промышленные города.

Для решения проблемы чистого воздуха необходимо использовать экологически чистое топливо (этиловый спирт, водород, биодизель), внедрять «зеленые» технологии на предприятиях и использовать возобновляемые источники энергии.

Выводы: Применение кислорода основано на его свойствах. Способность поддерживать горение используют для сжигания топлива в ракетах и различных горелках. Способность поддерживать дыхание используют пожарные, летчики в тех условиях, когда дыхание затруднено.

Круговорот оксигена в природе. Биологическая роль кислорода

Понятие о круговороте химических элементов:

Почти все элементы и вещества в природе совершают круговорот. Из курса природоведения вам уже знаком круговорот воды в природе: вода испаряется из океанов, образует облака, а потом, выпадая на землю в виде дождя, с водой рек снова попадает в Мировой океан.

Таким же образом могут совершать круговорот и атомы разных элементов. Только атомы, благодаря химическим процессам в живой и неживой природе, постепенно переходят из молекул одних веществ в другие. Впервые учение о круговороте элементов в природе разработал выдающийся российский ученый, первый президент академии наук В. И. Вернадский.

Владимир Иванович Вернадский (1863–1945)

Выдающийся российский ученый, академик Петербургской академии наук, первый президент академии наук. Основная научная деятельность Вернадского связана с минералогией. Основатель геохимии, биогеохимии, радиогеологии. Автор учения о биосфере и ее эволюции, о влиянии человека на окружающую среду и о превращении современной биосферы в ноосферу — сферу разума. Первым отметил огромную роль живых организмов в круговороте, концентрации и рассеивании химических элементов. По его мнению, решающим фактором развития биосферы должна стать разумная деятельность человека.

Связывание атомов Оксигена в другие соединения Кислород — одно из самых важных веществ на Земле, обеспечивающее возможность существования жизни. Почти все живые организмы используют кислород для дыхания, и только некоторые микроорганизмы могут без него обходиться.

Почему же кислород так необходим живым организмам? При окислении органических веществ выделяется большое количество энергии, которую организмы используют для своей жизнедеятельности. Один из основных процессов, происходящих в организме при участии кислорода,— дыхание можно схематично изобразить уравнением:

При дыхании животных и растений выделяется углекислый газ и вода, т. е. атомы Оксигена из молекул кислорода переходят в состав углекислого газа и воды.

Но не только живые организмы потребляют атмосферный кислород. Большое количество кислорода тратится при гниении и горении различных веществ, особенно во время лесных пожаров и извержений вулканов (рис. 109а).

За последние сто лет значительно возросли объемы потребления кислорода человечеством. Тепловые электростанции, автомобили, самолеты и другие виды транспорта расходуют огромное количество кислорода при сжигании топлива — бензина, керосина и мазута (рис. 109б).

Рис. 109. Большие количества кислорода расходуются при извержении вулканов (а) и различными промышленными предприятиями (б)

Рис. 110. Круговорот Оксигена в природе

Образование кислорода

При современных объемах потребления кислорода весь его запас в атмосфере очень быстро исчерпался бы, если бы не происходило его восстановление и пополнение. Главный поставщик кислорода на Земле — это растения. Они образуют и выделяют кислород в атмосферу в процессе фотосинтеза.

Фотосинтез происходит с использованием энергии солнечного света. Растения поглощают углекислый газ из атмосферы и воду из почвы, а из них синтезируют глюкозу и кислород. Фотосинтез, как и дыхание, является очень сложным процессом и состоит из огромного числа реакций. Схематически его суммарное уравнение можно записать таким образом:

В процессе фотосинтеза атомы Оксигена из молекул углекислого газа и воды частично переходят в молекулы кислорода. Таким образом они совершают круговорот в природе (рис. 110). В этом круговороте также принимают участие атомы Карбона, Гидрогена и некоторых других элементов.

Круговорот атомов Оксигена сопровождается поглощением или выделением энергии. В результате фотосинтеза энергия Солнца переходит в энергию химических связей в молекуле глюкозы. Глюкоза, «сгорая» в живых организмах, высвобождает эту энергию для их жизнедеятельности. Это значит, что круговорот Оксигена в природе обеспечивает «транспортировку» энергии Солнца к живым организмам.

Итак, Оксиген вместе с Карбоном и Гидрогеном являются теми элементами, которые обеспечивают существование жизни на Земле

Средний автомобиль за 100 км пробега расходует около кислорода. Этого количества хватило бы одному человеку для дыхания на протяжении полутора месяцев.

Выводы:

1. Атомы Оксигена в природе совершают круговорот, переходя из кислорода в сложные соединения и наоборот. Основные пути расходования кислорода — дыхание живых организмов, горение и хозяйственная деятельность человека. Основной источник пополнения кислорода в атмосфере — фотосинтез растений на поверхности Земли и водорослей в Мировом океане.
2. Совершая круговорот, атомы Оксигена способствуют переносу энергии от Солнца к живым организмам, поддерживая их жизнедеятельность.

Вода

Вода — самое важное вещество на Земле

Сегодня общее количество воды на Земле оценивается в 2 млрд км3 . Она покрывает 71 % поверхности нашей планеты. Около 97 % общего количества воды находится в морях и океанах (только один Тихий океан занимает около половины поверхности земного шара). Вода наполняет реки и озера, в виде льда и снега покрывает горные вершины и образует ледники, содержится в составе минералов и горных пород, присутствует в почве (рис. 111). Каждый день с земной поверхности испаряются миллионы тонн воды, которые образуют облака, а потом выпадают в виде дождя и снега. Без воды невозможна жизнь, ведь вода содержится в каждом живом организме. Содержание воды в теле человека составляет 68 %, а некоторые медузы почти целиком состоят из воды.

И даже совсем сухие на вид вещества в микротрещинах и на поверхности содержат небольшое количество воды. Например, высушенная на воздухе древесина содержит до 15 % воды. Для ее удаления древесину выдерживают в течение нескольких часов при температуре около 100 °С. Высушенные вещества рекомендуется хранить в плотно закрытых банках, пакетах из полиэтилена или плотной бумаги. Вещества, поглощающие влагу из воздуха, называют гигроскопическими.

Рис. 111. На Земле вода встречается во всех агрегатных состояниях: а — твердом; б — жидком; в — газообразном

Гигроскопичность характерна для поваренной соли и сахара. Если рядом с мешком сухого сахарного песка поставить ведро воды, то через некоторое время часть ее поглотится сахаром и он увлажнится. Поваренная соль в солонке при длительном хранении слеживается — собирается в ком. Это также вызвано ее гигроскопичностью.

Физические свойства воды

Формула воды (гидроген оксида) известна каждому — . При комнатной температуре вода находится в жидком состоянии — это бесцветная жидкость, в толстом слое бледно-голубая. Чистая вода, не содержащая примесей, имеет слегка горьковатый вкус. При атмосферном давлении и температуре 0 °С она превращается в лед, а при 100 °С кипит. Плотность воды равна (при 4 °С). Чистая вода плохо проводит электрический ток и теплоту.

При замерзании вода расширяется, так как плотность льда меньше плотности жидкой воды. Поэтому зимой водоемы покрываются льдом только на поверхности, а внизу остается жидкая вода, в которой могут жить животные (рис. 112). Весной во время ледохода льдины не тонут, а плывут по поверхности воды.

Рис. 112. Плотность льда меньше, чем плотность жидкой воды, благодаря чему зимой реки не промерзают насквозь, а под слоем льда могут жить животные

Вода имеет высокую теплоемкость, т. е. медленно нагревается и медленно остывает. Поэтому вблизи морей и океанов климат значительно мягче, чем в центре континента: днем вода поглощает солнечное тепло, а ночью медленно его отдает, нагревая сушу.

Вода в природе

Хотя формула воды всегда одинакова и не зависит от места нахождения на планете, но по разным признакам природную воду можно классифицировать в соответствии со следующей схемой:

Природную воду с химической точки зрения нельзя назвать чистой, потому что она содержит растворенные вещества, в основном различные соли. Именно поэтому морская вода соленая, а дождевая по вкусу отличается от речной. Наличие солей в природной воде можно доказать опытным путем. В фарфоровой чашке выпарим немного речной или водопроводной воды. Когда она вся испарится, на дне чашки останется твердый налет — это и есть соли, содержащиеся в воде. При выпаривании морской воды выделяется больше солей. Таким образом можно убедиться, что самой чистой из природных вод является дождевая — при ее выпаривании почти не образуется твердого остатка.

Вода встречается почти повсюду. И не только в водоемах, но и в составе почв, горных пород, некоторых минералов. Даже в космосе есть вода: как отдельные молекулы в космическом пространстве или в составе ледяных комет.

В некоторых местах на поверхность земли выходят воды, богатые растворенными солями, которых мало в речной или родниковой воде. Воду, в одном литре которой содержится более 1 г растворенных солей, называют минеральной. Минеральные воды отличаются по составу в зависимости от месторождения. Некоторые минеральные воды имеют полезные свойства и используются для лечения заболеваний желудочно-кишечного тракта, печени, почек или нервной системы. В некоторых городах существуют богатые месторождения минеральных вод: Миргород, Трускавец, Евпатория, Моршин, с. Березовское (Харьковская обл.), некоторые районы Закарпатья. В этих местах налажено специальное производство минеральных вод, и эти воды можно купить под специальными названиями («Миргородская», «Моршинская», «Нафтуся», «Березовская» и др.). Но следует помнить, что минеральные воды нельзя пить неограниченно, а только в определенных количествах, необходимых для лечения.

Выводы:

1. Вода — одно из наиболее распространенных веществ на Земле, она встречается в природе почти повсюду. Вода образует реки, озера, моря и океаны. Содержится в составе многих материалов и природных объектов. Вода — это уникальное вещество, которое в условиях Земли встречается во всех возможных агрегатных состояниях.
2. Для воды характерны необыкновенные свойства: , плотность , но плотность льда меньше плотности жидкой воды, благодаря чему лед плавает на поверхности жидкой воды и зимой не тонет.

Растворы. Количественный состав растворов

Понятие о растворах:

Вода — самый распространенный растворитель в природе. Можно смело утверждать, что вода является универсальным растворителем. Это не означает, что она может растворять все существующие вещества, но среди всех существующих растворителей она растворяет больше веществ, чем другие.

Попадая в воду, вещество под действием молекул воды распадается на отдельные частицы (молекулы или ионы) (рис. 113). Таким образом, при растворении вещества измельчаются и равномерно перемешиваются с водой.

Раствор может быть окрашенным (как в случае с медным купоросом или марганцовкой) или бесцветным (раствор поваренной соли или сахара), но при этом он всегда прозрачный. Окраску растворам придает растворенное вещество. В закрытом сосуде раствор может храниться бесконечно долго, при условии что растворенное вещество не вступает с водой в химическую реакцию и не разлагается.

Растворы — это однородные смеси переменного состава, состоящие из растворителя и растворенных веществ. Подобно другим смесям, растворы не имеют постоянного состава. В зависимости от соотношения количества двух смешанных веществ растворы могут иметь разный состав. Вещество, которое содержится в растворе в избытке и находится в таком же агрегатном состоянии, что и раствор, называют растворителем, а другие компоненты — растворенными веществами. В смесях с водой растворителем является

Рис. 113. Кусочек твердого вещества (калий перманганата, или марганцовки) измельчается и перемешивается с водой, образуя раствор

вода. Кроме нее в качестве растворителя применяют и другие жидкости: этиловый спирт, керосин и др. Йодная настойка, которую используют для дезинфекции ран, является спиртовым раствором йода. Смыть краску с рук или одежды можно при помощи кусочка ваты, смоченного ацетоном или бензином,— эти жидкости хорошо растворяют краску. Но в школьном курсе химии вы будете иметь дело преимущественно с водными растворами.

Массовая доля растворенного вещества

Работая с раствором, важно знать его состав: сколько он содержит растворителя и растворенного вещества. Существует несколько способов выражения состава растворов, но чаще всего используют массовую долю растворенного вещества, которой выражают массу растворенного вещества в 100 г раствора в процентах или в долях от единицы. Например, раствор соли с массовой долей 3 % — это раствор, в 100 г которого содержится 3 г соли. Масса воды в этом растворе составляет: 100 г – 3 г = 97 г. Значит, для приготовления 100 г такого раствора необходимо растворить 3 г соли в 97 г воды.

Массовая доля вещества в растворе показывает, какая часть массы раствора приходится на растворенное вещество.

Массовую долю растворенного вещества вычисляют по формуле:

Если данную дробь умножить на 100 %, то получим значение массовой доли вещества в процентах:

При этом масса раствора равна сумме масс всех компонентов раствора:

Зная массу раствора и массовую долю растворенного вещества, можно вычислить массу вещества:

Знание массовой доли растворенного вещества используют для вычислений, связанных с приготовлением растворов из чистого вещества и воды, разбавления растворов до определенной концентрации и др. Рассмотрим решения типовых задач с использованием массовой доли растворенного вещества.

Пример №5

Вычислите массовую долю сахара в растворе, содержащем 200 г воды и 50 г сахара.

Дано: m (сахара) = 50 г m (воды) = 200 г

Решение:

Записываем расчетную формулу:

В этой формуле для вычисления необходимо определить массу раствора: она состоит из массы воды и массы растворенного вещества. Таким образом: w m m m сахара сахара воды сахара

Подставляем данные из условия задачи:

Ответ: 20 %.

Пример №6

Какая масса соли содержится в растворе массой 50 г с массовой долей растворенного вещества 25 %?

Дано: m (раствора) = 50 г w (соли) = 25 %

Решение:

Используя формулу для массовой доли, определяем по ней массу вещества: Подставляем в нее данные из условия задачи: , Ответ: 12,5 г соли.

Пример №7

Вычислите массу раствора кислоты с массовой долей 30 %, который можно приготовить из кислоты массой 90 г.

Дано: m (кислоты) = 90 г w (кислоты) = 30 %

Решение:

По формуле для вычисления массовой доли: Подставляем данные из условия задачи: Ответ: 300 г раствора кислоты.

Пример №8

Определите массу воды, в которой необходимо растворить 2 г соли, чтобы получить раствор с массовой долей соли 0,1 %.

Дано: m (соли) = 2 г w (соли) = 1 %

Решение:

Сначала вычисляем массу раствора, в котором содержится 2 г соли: Таким образом, m (воды) = m (раствора) – m (вещества) = 200 г – 2 г = 198 г. Ответ: 198 г воды.

Важнейшие химические понятия и законы

Любая наука характеризуется прежде всего тремя составляющими которые позволяют считать ее самостоятельной областью знания: основным объектом изучения, собственными методами исследования и своим языком, с помощью которого описываются объекты и результаты исследовании.

Химия — наука о веществах и их превращениях.

Таким образом, предметом (или объектом) химии является изучение химических веществ и их превращений, а также создание нужных человеку веществ с заданными свойствами.

Метод - в самом общем смысле слова это путь познания окружающего мира и способы действий в решении конкретных научных и практических задач. Химия как и каждая паука, имеет свои собственные методы: определение состава, строения, свойств веществ. В то же время она использует и общие методы, присущие всем наукам: наблюдение, эксперимент, анализ, синтез.

Научный язык современной химии включает в себя химическую символику, номенклатуру и терминологию (рис. 116).   

Основные положения химической символики и номенклатуры вам уже хорошо известны, поэтому сейчас мы поговорим о третьей составляющей химического языка - терминологии. Конечно, основные понятия, термины, формулировки законов и теоретических положений химии рассматривались на ваших занятиях Вы не могли не заметить, что многие понятия и термины изучались неоднократно при этом они получали новое, более научное объяснение и, естественно более точную и строгую формулировку.

Рассмотрим основные, наиболее общие химические понятия и законы которые используются во всех разделах химии и. следовательно, являются ее научным фундаментом.

Химическое вещество

В физическом смысле вещество — это вид материи, т. е. материальное образование, состоящее из частиц, обладающих массой покоя. Разные уровни организации вещества показаны на рисунке 117.

Химическая форма организации вещества возникает на атомном уровне.

Атом — электронейтральная, химически неделимая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Ионы — одноатомные или многоатомные частицы, имеющие электрический заряд.

И атом, и образующиеся из него одноатомные ионы, содержащие одинаковое ядро, называются атомными частицами. Поэтому можно дать более точное определение понятия химический элемент.

Химический элемент — это вид атомных частиц (атомов или ионов) с одинаковым положительным зарядом ядра.

Атомные частицы, за редким исключением, не могут существовать долго в свободном состоянии, поскольку это энергетически не выгодно. Они стремятся достичь более устойчивого состояния, соединяясь между собой или с другими атомными частицами при помощи сил химической связи в более сложные образования — молекулы или кристаллы. Такой процесс всегда сопровождается выделением энергии. 

Молекулой мы можем назвать нейтральную группу атомов, способную к самостоятельному существованию. Такая группа может состоять из двух и большего числа атомов. Она проявляет определенные химические свойства, т. е. способность вступать в химические реакции.

Отдельные молекулы не имеют большинства физических свойств, присущих химическому веществу: цвета, плотности, температуры плавления и кипения, электро- и теплопроводности и др. Такие свойства возникают только при объединении молекул в более сложные группы (агрегаты) за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Точно так же и атомные частицы, соединяясь между собой, образуют сложные агрегаты, обладающие определенными физическими и химическими свойствами. Такие объединения частиц называются химическими веществами.

Химическое вещество — это устойчивая система частиц (атомов, ионов или молекул), обладающая определенными физическими и химическими свойствами.

Каждое химическое вещество характеризуется тремя составляющими: составом строением и свойствами. Проявление определенных физических и химических свойств у одного вещества определяется его составом и строением.

Все вещества можно разделить по составу на два вида: простые — образованные атомами одного химического элемента, и сложные — образованные атомами разных химических элементов.

Одной из важнейших характеристик химического вещества является строение, т.е. порядок соединения в системе образующих его частиц. Сочетание одинаковых молекул приводит к образованию веществ молекулярного строения. Слабые межмолекулярные силы между отдельными молекулами обусловливают и сравнительно низкие температуры плавления и кипения таких веществ. Поэтому среди веществ с молекулярным строением при обычных условиях много жидкостей и газов. Молекулярное строение характерно для органических веществ и некоторых неорганических веществ.

Вещества в кристаллах которых нет молекул, называются немолекулярными Такие вещества образованы из огромного числа атомных частиц, связанных между собой силами химических связей. В зависимости от вида частиц и типа химической связи между ними различают ковалентные (атомные), ионные и металлические кристаллы.

На рисунке 118 приведены формы существования простых и сложных вещей молекулярного и немолекулярного строения при нормальных условиях.

Элементарной структурной единицей веществ молекулярного строения является молекула, а веществ немолекулярного строения — формульная единица.

Количественные характеристики веществ

Взаимосвязь между основными физическими величинами, с помощью которых характеризуются химические вещества, приведена в таблице 31.

Основные законы химии

Закон постоянства состава. Каждое химическое вещество характеризуется качественным и количественным составом. Вещества немолекулярного строения, в отличие от молекулярных веществ, не имеют строго постоянного состава. В условиях реальных процессов получения в кристаллических решетках таких веществ могут возникать дефекты, т. е. отклонения от идеального расположения атомов и от строгих стехиометрических соотношений между атомами элементов, входящих в состав данного вещества. Поэтому современная формулировка закона постоянства состава следующая.

Всякое чистое вещество молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав.

Законы сохранения массы и энергии. Вам давно уже хорошо знаком закон сохранения массы веществ, основанный на принципе химической неделимости атомов в процессе химических реакций.

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции.

На основе закона сохранения массы веществ составляются уравнения химических реакций и проводятся различные вычисления.

В то же время закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы — закона сохранения энергии, который утверждает, что энергия не создается и не уничтожается, но может превращаться из одной формы в другую.

Взаимосвязь массы и энергии была доказана А. Эйнштейном в начале XX в..

где Е — энергия тела, с — скорость света в вакууме (с = 300 ООО км/с), — масса тела.

В химических процессах изменение массы, вызванное выделением или поглощением энергии, исключительно мало и не может быть зарегистрировано экспериментально. Поэтому при химических реакциях это изменение можно не принимать во внимание. Однако всегда необходимо помнить, что каждое химическое уравнение символизирует собой законы сохранения массы и энергии при химических реакциях.

Суммарные массы и энергия веществ, вступающих в реакцию, всегда равны суммарным массе и энергии продуктов реакции.

На основе закона сохранения энергии составляют термохимические уравнения, учитывающие не только массу, но и энергию, которая выделяется или поглощается в химических реакциях.

• Атомы и ионы, содержащие одно ядро, называются атомными частицами.
• Атомные частицы соединяются между собой в молекулы или кристаллы.
• Устойчивая система молекул или атомных частиц, обладающая определенными физическими и химическими свойствами, называется химическим веществом.
•  Каждое химическое вещество характеризуется составом, строением и свойствами.
• Закон постоянства состава справедлив только в случае молекулярных веществ.
• Закон сохранения массы веществ является частным случаем общего закона природы — закона сохранения энергии.

Периодичность изменения свойств простых и сложных веществ

Периодический закон Д. И. Менделеева является одним из наиболее фундаментальных и общих законов природы. Его открытие ознаменовало начало новой эпохи в развитии химии — ее современного этапа. Периодический закон позволил обобщить разрозненные факты о химических элементах, раскрыть глубокую внутреннюю связь между ними и тем самым объединить в единую систему. Вся живая и неживая природа состоит из атомов самых различных химических элементов. Следовательно, периодический закон — это не только основной закон химии, но и основной закон природы. Его открытие оказало огромное влияние на развитие химии, физики, геологии, других естественных наук и не утратило своего значения до сих пор.

Периодичность изменения свойств атомов химических элементов

Большую роль сыграл периодический закон в развитии теории строения атома. Выявленная с его помощью глубокая внутренняя связь между элементами позволила сделать вывод о том, что все атомы построены принципиально одинаково. Поэтому создание моделей атомов стало возможным только после открытия периодического закона. В свою очередь, знание строения атома позволило глубже понять суть этого закона, объяснить причину периодичности в изменении свойств атомов химических элементов, простых веществ и соединений.

Графическим изображением периодического закона является таблица периодической системы, в которой химические элементы располагаются в порядке возрастания их атомного (порядкового) номера. По мере возрастания атомного номера происходит постепенная «застройка» электронной структуры атомов элементов. Химические свойства атомов и их соединений определяются, главным образом, строением внешних электронных оболочек. В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре типа элементов: s-, p-, d- и f-элементы. Элементы с одинаковой электронной конфигурацией внешних электронных слоев находятся в одной группе (см. табл. 7). а их простые вещества обладают сходными химическими свойствами.

По мере роста атомного номера элемента периодически повторяются электронные конфигурации внешних энергетических уровней. Этим и объясняется периодический характер изменения свойств атомов в ряду химических элементов. В главе III мы уже рассмотрели закономерности изменения атомных характеристик элементов первых трех периодов по группам и периодам: атомных и ионных радиусов, энергии ионизации электроотрицательное  степени окисления. Обобщим известные нам факты в виде схемы (рис. 119).

Анализируя характер изменения атомных характеристик, можно выявить две основные закономерности:

1. в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства элементов;
2. в группе с ростом атомного номера, т. е. сверху вниз, усиливаются металлические и ослабевают неметаллические свойства.

Отсюда следует, что наиболее активные металлы, т. е. элементы с наименьшей электроотрицательностью, располагаются в нижнем левом углу таблицы периодической системы. Наиболее активные неметаллы, а следовательно, наиболее электроотрицательные элементы располагаются в верхнем правом углу таблицы.

В серединной части таблицы, вдоль диагональной линии от левого угла р-блока элементов от бора В к астату At, располагаются элементы, обладающие смешанными свойствами, т. е. способные проявлять как металлические, так и неметаллические свойства (рис. 120). Их часто называют полуметаллами.

Периодичность изменения свойств простых веществ

Простые и сложные вещества — это формы реального существования атомов химических элементов в природе. Характер свойств атомов элементов влияет на свойства образованных ими веществ. Рассмотрим в качестве примера состав и строение простых веществ, образованных элементами второго и третьего периодов, а также изменение их температур плавления — важного физического свойства любого вещества (табл. 32).

Элементы металлы образуют простые вещества за счет металлической связи. Эти вещества представляют собой металлические кристаллы.

Типичные неметаллы — элементы VIA- и VIIA-групп существуют в виде простых молекул, образованных за счет ковалентных связей.

Элементы в средней части коротких периодов (IIIА- и IVA-группы), как правило, существуют в виде ковалентных (атомных) кристаллов, которые можно назвать макромолекулaми.

Элементы VIIIA-группы существуют в виде одиночных атомов, или, говоря по-другому, в форме одноатомпых молекул.

Из приведенных данных следует, что температура плавления простых веществ сначала повышается, достигая максимального значения у простого вещества, соответствующего элементу IVA-группы. После этого отмечается ее резкое понижение. При переходе к следующему периоду наблюдается аналогичная картина.

Подобным образом изменяются и другие свойства простых веществ: температура кипения, плотность и др.

Периодичность изменения свойств сложных веществ

Энергия ионизации и сродство к электрону химических элементов, их элек-троотрицательность (т. е. проявление ими металлических или неметаллических свойств) непосредственно связаны с типами химических реакций, в которые способны вступать атомы этих элементов, а также с типами и свойствами веществ, которые образуют эти атомы.

Металлы IA- и IIА-групп характеризуются способностью легко образовывать катионы и, следовательно, ионные соединения. p-Элементы середины периодов (кроме алюминия) образуют только ковалентные соединения. Более электроотрицательные элементы VIA- и VIIA-групп способны образовывать как ковалентные, так и ионные соединения, поскольку, достаточно легко присоединяя электроны, могут превращаться в анионы (табл. 33).

Максимальные положительные степени окисления элементов также обнаруживают периодический характер изменения (табл. 34). Они возрастают слева направо вдоль периода. Минимальная отрицательная степень окисления характерна только для элементов IVA—VIIA-групп и возрастает справа налево.

Закономерности изменения свойств сложных веществ рассмотрим на примере оксидов, образованных элементами третьего периода в высших степенях окисления, а также на примере соответствующих этим оксидам гидроксидов.

Изменение свойств простых веществ в пределах периода позволяет сделать предположение о характере изменения свойств оксидов этих элементов. Так как простые вещества элементов начала периода проявляют металлические свойства, то и их оксиды должны иметь основный характер. Элементы конца периода являются типичными неметаллами, поэтому их оксиды проявляют кислотные свойства.

Эти выводы наглядно подтверждаются характером взаимодействия оксидов с водой. Оксид натрия взаимодействует с водой очень активно, образуя щелочь:

Оксид магния реагирует гораздо менее активно, при этом образуется малорастворимое основание, т. е. наблюдается ослабление основных свойств:

Оксид алюминия с водой не взаимодействует, но при соответствующих условиях может реагировать как со щелочами, так и с кислотами, проявляя амфотерные свойства.

Активность кислотных оксидов растет к концу периода: с водой не взаимодействует, жадно поглощает воду с образованием фосфорных кислот, а реагирует с водой со взрывом.

Таким образом, с возрастанием атомного номера в периоде свойства оксидов изменяются от основных к кислотным (табл. 35).

Аналогичным образом изменяются кислотно-основные свойства гидроксидов в ряду элементов от натрия до хлора. Термин гидроксид, как вы уже знаете, является в современной химии сборным (т. е. общим) понятием оснований и кислородсодержащих кислот, формулы которых в общем виде можно представить как где R — атом соответствующего металла или неметалла. Следовательно, в любом гидроксиде можно выделить фрагмент структуры R —О—Н.

Проявление кислотных или основных свойств гидроксида определяется характером его диссоциации в водном растворе:

Возможность диссоциации по кислотному или основному типу зависит от относительной прочности связей R — О и О — Н. Если связь R — О слабее, то гидроксид диссоциирует по месту этой связи, проявляя тем самым свойства основания. И наоборот, меньшая сравнительная прочность связи О — Н приводит к диссоциации по кислотному типу.

Прочность той или иной химической связи является функцией длины этой связи и ее полярности, которая определяется разностью электроотрицательностей двух связанных атомов. Если прочность связи О—Н считать практически постоянной у всех гидроксидов, то характер диссоциации любого гидроксида в водном растворе будет определяться относительной прочностью связи R — О.

По периоду радиусы атомов и катионов уменьшаются, следовательно, длина связи R — О будет уменьшаться от натрия до хлора. Точно так же уменьшается и полярность связи R—О, поскольку растет электроотрицательность и, следовательно, уменьшается величина:

где — значение электроотрицательностей кислорода и элемента R.

Таким образом, относительная прочность связи R — О возрастает с увеличением атомного номера R, что приводит к изменению характера электролитической диссоциации от основного к кислотному. Как и в случае оксидов, гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства. Это можно отразить условной записью его формулы как основания — и как кислоты — Поскольку в группах элементов сверху вниз электроотрицательность уменьшается, а радиусы атомов увеличиваются, то основный характер диссоциации гидроксидов будет усиливаться, а кислотный — уменьшаться (табл. 36).

Таким образом, периодическая система элементов убедительно показывает, что природа не является просто собранием веществ, изолированных друг от друга, не связанных между собой. Периодический закон и периодическая система отражает закономерности изменения свойств элементов, простых и сложных веществ, подтверждая существование связи между всеми химическими элементами и доказывая, что развитие имеет место не только в живой природе, но и в мире химических веществ.

• По мере роста атомного номера свойства атомов химических элементов а также простых и сложных веществ, образованных ими, изменяются периодически потому, что периодически повторяются электронные конфигурации внешних энергетических уровней атомов.
• В соответствии с характером изменения атомных характеристик элементов: а) в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства их атомов; б) в группе с ростом атомного номера элемента, т. е. сверху вниз, усиливаются металлические и ослабевают неметаллические свойства.
• Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов IA— VIIA-rpynn с возрастанием атомного номера элемента в периоде изменяются от основных к кислотным.

Неорганические вещества в повседневной жизни человека

Неорганические вещества незаменимы в различных областях нашей деятельности: от простого приготовления пищи до изготовления сложных высокоточных приборов.

Простые неорганические вещества

Неметаллы:

Можно сказать, что вся наша жизнь неразрывно связаны с кислородом (О₂), поскольку без этого простого вещества она невозможна вообще. Кислород необходим для дыхания не только человеку и животным, но и всем растительным организмам. Аллотропная модификация кислорода озон (О3) — важный компонент атмосферы нашей планеты. Без озонового слоя жизнь была бы невозможна. Все чаще озон используется в качестве мощного антисептика для дезинфекции питьевой воды. Спутник кислорода по атмосфере азот (N₂) также сопровождает нас всю жизнь, хотя жизненно важен только для некоторых простейших живых организмов (клубеньковые бактерии).

В домашней аптечке обычно имеется активированный уголь (С). Там же можно найти йодную настойку — раствор йода (I₂) в этиловом спирте — препарат, используемый в домашних условиях для дезинфекции ран и порезов. Еще один галоген — хлор (Cl₂) — широко используется для дезинфекции питьевой воды, поступающей в жилые дома по водопроводу.

Широко применяется (особенно в сельской местности) в качестве твердого топлива каменный уголь, основным компонентом которого является простое вещество углерод (С). Использование угля в быту основано на реакции горения углерода, служащей источником тепловой энергии. С другой аллотропной модификацией углерода — графитом —в повседневной жизни приходится также часто сталкиваться. Это карандаши, щетки в электродвигателях, контакты троллейбусов и др. Самая дорогая аллотропная модификация углерода — алмаз — используется в ювелирных украшениях (рис. 121, а). Без обрабатывающих инструментов, использующих высокую твердость алмаза, трудно представить себе современное производство. Это алмазные сверла, стеклорезы, шлифовальные и отрезные круги, наконечники для буровых установок (рис. 121, б) и др.

Ближайший аналог углерода по периодической системе — кремний (Si) — является основой подавляющего большинства современных полупроводниковых приборов: диодов, транзисторов, интегральных микросхем. Без кремния были бы недоступны электронные часы, радиоприемники, телевизоры, компьютеры и многая другая бытовая электронная техника. В настоящее время на эти цели расходуется значительное количество производимого кремния.

Металл:

Без простых веществ металлов жизнь современного человека представить трудно. Вокруг нас многие изделия сделаны из металлов или их сплавов, в состав которых входят железо (Fe), титан (Ti), алюминий (А1), магний (Mg) и др. Без медных проводов было бы невозможно огромное количество электротехнической продукции, начиная от настольных электроламп и заканчивая компьютерами. А титановые протезы в медицине, золотые и серебряные (Au, Ag) украшения, ртутные (Hg) термометры, вольфрамовые (W) спирали в лампочках накаливания, свинцовые (Pb) аккумуляторы в автомобилях! Кому не нравятся никелированные (Ni) или хромированные (Сr) покрытия разных предметов в жилом доме, на станциях метро? Они не только придают привлекательный вид деталям и изделиям из железа и его сплавов, но защищают их от коррозии.

Для защиты железа от коррозии широко используется цинк (Zn). Оцинкованное железо — важнейший материал в современном строительстве и машиностроении. Широкое применение находит цинк в производстве источников постоянного тока — батарей, аккумуляторов. Взаимодействие цинка с оксидом марганцa(IV) используется для прямого получения электрической энергии в ходе химической реакции.

Производство энергии в огромных масштабах трудно себе представить без еще одного простого вещества — металла урана (U). В современном мире значительная доля энергетических ресурсов производится благодаря процессу деления атомов этого простого вещества. При этом, безусловно, вы хорошо знаете о тех разрушительных возможностях, которые таит в себе энергия этого процесса, если использовать ее не в мирных целях. Атомное оружие представляет серьезную угрозу в современном мире.

Металлы в ультрадисперсном состоянии (золото, серебро и др.) входят в состав многих современных лекарственных препаратов и косметических средств.

Сложные неорганические вещества

Наверное, самым близким человеку сложным неорганическим веществом является вода (Н₂О). Она присутствует всюду и важна не только для всех животных и растительных организмов, но и для большинства промышленных производств, в быту. Напомним, что для нормальной жизнедеятельности человеку необходимо выпивать не менее 1,5 л воды вдень. Ближайший «родственник» воды пероксид водорода (Н₂О₂) также можно встретить в повседневной жизни достаточно часто: это вещество и его производные вы найдете и в домашней аптечке (Н₂О₂ — активный антисептик), и в составе многих отбеливающих косметических средств для окраски волос.

Оксид углерода(1V) (СО₂), больше известный как углекислый газ, незаменимое средство при производстве газированных напитков, отличный консервант и хладагент (в твердом виде). Еще один оксид углерода — СО, называемый угарным газом, является важнейшим промежуточным продуктом в ряде химических многотонажных производств органических веществ. В повседневной жизни с очень неприятным свойством угарного газа — высокой токсичностью — приходится сталкиваться, к сожалению, почти каждый день. Он образуется при неполном сгорании (т. е. при недостатке кислорода) большинства органических веществ (бензина, дизельного топлива, природного газа) и угля. Источником угарного газа является вес! автомобильный транспорт, неэлектрифицированная часть железнодорожного транспорта, самолеты. Правильная эксплуатация (т. е. своевременная регулировка и ремонт) этих средств передвижения может существенно снизить выбросы угарного газа в атмосферу.

Табачный дым содержит от 2 до 5 % угарного газа, который присоединяется к гемоглобину крови курильщика, тем самым существенно уменьшая способность гемоглобина переносить кислород. Это особенно серьезно сказывается на здоровье детей и подростков, больных легочными и сердечными заболеваниями и, прежде всего, на развитии плода у беременны) женщин.

В быту, по-видимому, наиболее часто используются соединения натрия. Поваренная соль, основным веществом которой служит хлорид натрия (NaCl), широко используется при приготовлении пищи. Различные виды соды: питьевая (NaHCО₃), безводная (Na₂CО₃) и кристаллическая (Na₂CО₃ • 10Н₂О)также находят широкое применение в быту, в составе моющих и чистящих средств.

Раствор борной кислоты (Н₃ВО₃) в этиловом спирте применяется в медицине под названием борный спирт, поэтому этот препарат многие из вас могут найти в домашней аптечке, как и водный раствор хлороводорода — соляную кислоту (HCl). Она используется в качестве средства для коррекции кислотности желудка а водный раствор аммиака (NH₃) под названием нашатырный спирт являетcя наиболее распространенным и доступным средством для приведения человека в «чувство» при обмороке. Огромные количества аммиака используются для производства азотной кислоты, удобрений (аммиачная вода), полимеров.

Водный раствор еще одной кислоты — серной (H₂SО4) — используется в качестве электролита во всех свинцовых аккумуляторах. Эту кислоту называют «хлебом» химической промышленности, из-за того, что она широко используется в химических производствах. Вследствие этого ее производят в огромных количествах.

Кто из вас не пробовал таких прохладительных напитков, как кока-кола, фанта? В качестве подкислителя, т. е. вещества, придающего напитку кислый вкус, на ряду с другими в них используется еще одна неорганическая кислота — фосфорная (Н₃РО4). В промышленности фосфорная кислота применяется для производства удобрений. Без калийных, азотных и фосфорных удобрений была бы немыслима ежегодная «производственная» активность большого числа дачников, жителей сельской местности и, естественно, продуктивность сельского хозяйства.

Давайте заглянем в состав современных зубных паст. В качестве абразив: (т. е. вещества, способствующего механическому удалению остатков пищи) в них используются карбонат кальция (СаСО₃), оксид титана (IV) (ТiО₃), оксид кремния(1V) (SiO₂) и др. Важной добавкой в зубные пасты являются фторсодержащие вещества, способствующие укреплению зубной эмали: фторид натрия (NaF) и фторофосфат натрия (Na₂PО₃F).

Мир неорганических веществ, красоту которых дает нам в пользование природа, также очень огромен. Взять хотя бы природные драгоценные (рис. 122) и полудрагоценные камни, например малахит (CuCО₃ • Cu(OH)₂), кварц (SiO₂), изумруд (А1₂О₃) и др.

Широкое применение находят сложные неорганические вещества в качестве строительных материалов. Стекло гашеная известь мел цемент, алебастр — это все неорганические вещества. А как представить себе нашу жизнь без фарфоровой и фаянсовой посуды? Сырьем для ее производства являются природные алюмосиликаты.

Мы совершили лишь очень краткий экскурс в мир неорганических веществ, которые окружают нас в повседневной жизни и деятельности. Все они — как раз те самые оксиды, кислоты, основания и соли, о которых вы подробно узнали на уроках химии. Их свойства (физические и химические) и составляют предмет изучения химии. Список таких веществ в действительности намного шире, и благодаря им нам стали доступны блага современной цивилизации. При этом нелишне еще раз напомнить, что неправильное или неумелое обращение со многими из указанных веществ, незнание их простейших свойств и областей применения могут нанести серьезный урон здоровью, окружающей природе, материальным объектам. Те знания, которые вы получили на уроках химии о свойствах неорганических веществ, помогут вам безопасно ими пользоваться.

Простые и сложные неорганические вещества всех классов — оксиды, кислоты, основания и соли — окружают нас в повседневной жизни. Многие из них являются незаменимыми в быту, медицине, промышленном производстве, сельском хозяйстве и других областях деятельности человека.

Химия и сельское хозяйство

Развитие сельского хозяйства призвано решить одну из важнейших задач современной цивилизации — продовольственную проблему. Для превращения сельского хозяйства в высокорентабельную отрасль экономики необходимо сконцентрировать усилия на следующих направлениях: применение химических веществ, процессов и методов для повышения урожайности почвы, защиты растений и животных; разработка способов выращивания экологически чистых сельскохозяйственных продуктов; производство веществ и материалов, используемых при переработке и хранении сельскохозяйственной продукции; использование методов биотехнологии и генной инженерии для решения продовольственных проблем и др.

Минеральные и органические удобрения
 

Кроме макроэлементов: азота, фосфора, калия, серы, магния, железа и кальция, растениям в очень небольших количествах нужны микроэлементы: марганец, кремний, бор, медь, цинк, молибден и др. Каждый элемент играет свою роль в питании и развитии растений. Так, например, магний позволяет растениям усваивать фосфор, образовывать семена и плоды; кальций придает корнеплодам крепость; медь участвует в фотосинтезе, повышает зимостойкость растений и т. д. Макро- и микроэлементы вводят в состав комплексных удобрений (рис. 123).

Специалисты знают множество способов управления урожаем и его качеством с помощью удобрений. Например, для того чтобы кочаны капусты не растрескивались, увеличивают дозу фосфорных удобрений.

В условиях облачности и отсутствия интенсивного солнечного освещения резко возрастает потребность томатов в калийной подкормке. Лук и другие ароматические растения требуют, чтобы в почве, на которой они растут, было достаточное количество соединений серы.

Напомним, что удобрения можно классифицировать по происхождению (минеральные, органические, органо-минеральные и бактериальные), агрегатному состоянию (твердые, жидкие и суспензированные) и составу (азотные, фосфорные, калийные и микроудобрения).

Минеральные удобрения получают химической или механической обработкой неорганического сырья.

Содержание питательных веществ в минеральных удобрениях выражают массовой долей основного химического элемента, например азота в азотных удобрениях (табл. 37) или фосфора (в пересчете на оксид фосфора(V)) в фосфорных удобрениях (табл. 38).

 При взаимодействии минеральных удобрений с почвенными водами может существенно изменяться значение pH среды. Поэтому при использовании удобрений надо всегда знать состав почвы, ее pH и другие характеристики. Этим занимается наука агрохимия.

Органические удобрения, в отличие от минеральных, постепенно разлагаются и медленнее усваиваются растениями. Питательные элементы в них находятся в веществах растительного и животного происхождения. Это, в первую очередь, навоз, а также торф, жмых, рыбная и кровяная мука и др. В Беларуси имеются большие запасы торфа, который может использоваться не только как удобрение, но и в качестве топлива. Ценным природным концентратом полезных веществ являются и донные отложения озер Беларуси — сапропели.

В общей прибавке урожая, полученной человечеством в последние десятилетия, примерно 50 % достигнуто благодаря применению удобрений.

Химическая мелиорация почв

Химическую мелиорацию производят для улучшения качества почв с повышенной кислотностью или щелочностью. В первом случае осуществляют известкование, во втором — гипсование.

Известкование проводят, внося в почву или на ее поверхность молотый известняк СаСO₃, мел, доломит или другие карбонатные минералы. Под действием углекислого газа и воды карбонат кальция превращается в гидрокарбонат (запишите самостоятельно уравнение реакции), который гидролизуется по аниону:

Образующийся при этом гидроксид-ион и нейтрализует избыток катионов водорода Н⁺ в кислых почвах.

Гипсование — внесение в почву гипса CaSO₄ — можно рассматривать как процесс, противоположный известкованию.

Для подкисления почв часто используют также гидросульфит натрия. (Объясните самостоятельно почему.)

Химические средства защиты растений

Вредители, сорняки и болезни растений наносят большой вред урожайности возделываемых сельскохозяйственных культур. Для борьбы с ними широко используются химические вещества, среди которых выделяют фунгициды (для борьбы с болезнями растений), инсектициды (против вредных насекомых), гербициды (для борьбы с сорняками) и др. Фунгицидными свойствами обладают медный купорос, который используется для приготовления бордосской жидкости, железный купорос, хлорная известь и др.

Для повышения урожайности используются регуляторы роста растений (тиомочевипа CS(NH₂)₂, роданид аммония NH₄CNS и др.).

Химизация животноводства

Основные направления использования химических веществ в животноводстве связаны с производством химических стабилизаторов и консервантов кормов, применением кормовых добавок, стимуляторов роста животных. Например, в качестве консерванта зеленых кормов используют гидросульфат натрия NaHSO₄. Недостаток протеина в рационе животных можно восполнить кормовыми добавками: гидрокарбонатом аммония, мочевиной и другими аммонийными солями органических и минеральных кислот. Так, например, добавка мочевины позволяет экономить 20—30 % кормового белка. A включение в рацион коров кормовых фосфатов позволяет увеличивать надои молока на 5—10 %. Для подкормки животных часто используют премиксы — смеси микроэлементов, витаминов, ферментных препаратов, антибиотиков.

 Химические вещества широко используются в сельском хозяйстве в качестве удобрений, средств защиты растений, стимуляторов роста, пищевых добавок и др.

 Удобрения можно классифицировать по происхождению, агрегатному состоянию и составу.

 Содержание питательных веществ в минеральных удобрениях выражают массовой долей основного химического элемента.

 Химическую мелиорацию почв с повышенной кислотностью или щелочностью производят путем их известкования или гипсования.

Химия и промышленность

Химические процессы и технологии широко используются в разных отраслях промышленности (рис. 124). Например, в электронике — это получение сверхчистых и легированных полупроводников, изготовление интегральных схем, кабелей, материалов для корпусов приборов; в пищевой промышленности — синтез красителей, ароматизаторов, подсластителей, загустителей, производство вин и прохладительных напитков, консервирование продукции и т. д.

Многие химические реакции, с которыми вы познакомились в этом учебном пособии или аналогичные им, осуществляются в промышленных условиях при производстве химической продукции. Научную основу химической промышленности составляет химическая технология.

Наиболее емкое определение химической технологии было дано Д. И. Менделеевым более 100 лет назад: «Технология — учение о выгодных (т. е. поглощающих наименее труда людского и энергии природы) приемах переработки природных продуктов в продукты, потребные для применения в жизни людей...»

Объем производства продуктов химической промышленности постоянно возрастает. По некоторым данным, сегодня на каждого жителя развитых стран в год приходится не менее 20 т добываемого минерального сырья, переработка которого сопровождается неизбежными отходами, загрязняющими окружающую среду. Поэтому насущной задачей сегодняшнего дня является создание производств, действующих по принципу безотходной технологии.

Полное и комплексное использование сырья достигается использованием на производстве замкнутых технологических циклов, созданием смежных производств и производств по переработке отходов.

Например, при комплексной переработке апатита при разложении его серной кислотой получают фосфорную кислоту, фосфорные удобрения, производные фтора, гипс. А при выплавке меди массой 1 т из газов, выделяющихся при обжиге медных руд, можно получить до 10 т серной кислоты. Интересно, что оксид железа(III), получаемый в качестве отхода при производстве серной кислоты из пирита, используется при выплавке чугуна. Поэтому для комплексного использования сырья необходимо комбинировать производства, например рядом с заводом цветной металлургии располагать завод по производству серной кислоты.

Рациональное энергопотребление в промышленных условиях связано с использованием теплоты химических реакций. Например, теплота, выделяющаяся при окислении аммиака в процессе производства азотной кислоты, используется для предварительного подогрева газовой смеси. Теплота реакций может использоваться для подогрева воды.

Применение оборотного водоснабжения, когда вода, использующаяся в теплообменных аппаратах, многократно охлаждается и снова поступает в эти аппараты, позволяет одновременно решать задачу сокращения расхода воды. Может применяться в технологическом процессе и энергия, выделяющаяся при беспламенном (в присутствии специальных катализаторов) сжигании топлива и твердых отходов.

Большое внимание при организации химических производств уделяется защите окружающей среды и человека. С этой целью осуществляются автоматизация вредных производств, герметизация аппаратов, утилизация отходов, нейтрализация выбросов в атмосферу. Так, пылевые выбросы металлургических производств и цементной промышленности служат источником загрязнения кобальтом, хромом и многими другими тяжелыми металлами. Необходимо также наладить очистку сточных води их повторное использование. Например, соединения кадмия попадают в окружающую среду с отходами металлургических производств, из кадмийсодержащих аккумуляторов.

Ртуть и ее соединения попадают в окружающую среду с отходами хлорно-щелочного производства, с неисправными ртутными лампами и измерительными приборами, с ртутьсодержащими пестицидами. Особенно опасен сброс металлической ртути в природные воды, поскольку существуют водные микроорганизмы, способствующие переводу Hg в диметилртуть  которая легко проникает в животные и растительные организмы.
В результате производственной деятельности в природные воды ежегодно попадает 500— 600 тыс. т. а через атмосферу на поверхность Земли оседает около 400 тыс. т свинца. В воздух основная часть свинца выбрасывается с выхлопными газами автотранспорта и при сжигании каменного угля. Ежегодный прирост содержания металла в воздухе составляет 5 %, т. е. удвоение количества свинца в воздухе происходит за 14 лет.

В настоящее время наблюдается новый этап в развитии химии, направленный на создание наиболее экономичного и экологически чистого химического производства. Формируется так называемая «зеленая химия». Ставится задача в промышленных масштабах использовать закономерности химических превращений, происходящих в живой природе. В связи с этим становятся востребованными профессии, для освоения которых необходимо глубокое знание не только химии, но и биологии, медицины, физики, информатики. С другой стороны, возрастает роль химических знаний в формировании производств, связанных с созданием новых лекарственных препаратов и форм, новых веществ и материалов с комплексом уникальных свойств, например в области сверхнизких и сверхвысоких температур, и т. д.

Основные принципы организации химического производства:

• создание оптимальных условий проведения химических реакций;
• полное и комплексное использование сырья;
• использование теплоты химических реакций;
• защита окружающей среды и человека.

Понятия о структуре атомов и молекул периодический закон

Структура атома:

Чтобы понять процессы и явления на уровне микромира человечеству приходилось создавать разные модели и теории. Некоторые результаты практических работ этого моделирования доказаны и некоторые из них остались на уровне предсказуемости. Одна из этих моделей - теории созданы для представления атомной структуры этих веществ, включая строения атома.
Впервые теория атомного строения была создана в 1911 году Э. Резерфордом и его коллегами. Эта теория называется планетарной моделью атома. Согласно этой теории, в центре атома находится положительно заряженное ядро. Вокруг ядра вращаются электроны вдоль орбиты, величина атома зависит от величины действующих электронных орбит. Модель Резерфорда занимает важное место в развитии теории строения атома. Его исследования помогли понять результаты многих экспериментов. Однако, согласно этой модели, электрон, бесконечно вращающийся вокруг атомного ядра, должен в результате потери энергии на излучение упасть на ядро, но на практике это явление не наблюдалось. Модель Резерфорда не смогла этого объяснить.

По теории датского учёного физика Н. Бора, есть предположение квантового излучения (небольшие порции) электронной энергии. Согласно этой теории электрон на определенном расстоянии вращается вокруг ядра, двигаясь строго по определенной орбите. Находясь на «разрешенной» орбите, электрон не излучает и не поглощает энергии и поэтому сколь угодно может находится на ней. Орбита, расположенная близко к ядру, соответствует самому стабильному «основному» состоянию атома. При поглощении энергии атомом, его электроны могут перейти на более высокий энергетический уровень. Это состояние называется «возбужденным» состоянием электрона. Поглощение или испускание энергии атомом наблюдается только при переходе электрона от одной орбиты на другую.

Сегодняшняя атомная структура является основой квантовой теории. Электрон обладает как свойствами частиц, так и волновыми свойствами, а его вероятность нахождения в пространстве объясняется современной квантовой теорией атомной структуры. Согласно этой теории, электрон находится в определенной небольшой части пространства. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность пребывания электрона наибольшая (свыше 90%), называется атомной орбиталью. Таким образом, электрон не вращается вокруг ядра по орбите, а находится в трехмерном окружении вокруг ядра - на атомной орбитале (понятие орбиталь нельзя отожествлять с понятием орбита). Атом нужно представлять в качестве ядра окруженного электронными облаками. Форма этих облаков различна: s-орбиталь- в форме сферы (шара), р-орбиталь в форме гантели, d-орбиталь- соединение двух гантелей, f-орбиталь соединение трех гантелей.

Орбитали располагаются в атоме образовывая энергетические слои,
соответственно своей энергии. Согласно квантовой теории, энергия электрона имеет наименьшие и определенные значения. Состояние электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами: главное квантовое число n, орбитальное квантовое число l, магнитное квантовое число спиновое квантовое число Квантовые числа используются для описания энергии и движения электрона в атоме
 

Главное квантовое число n - характеризует энергию электрона, нахождение его на определенном энергетическом уровне и степень удаления от ядра. Оно принимает любые целочисленные значения (n = 1, 2, 3 ...,)
По мере увеличения значения главного квантового числа, увеличивается расстояние электрона от ядра (орбитальный радиус атома) и вместе с этим уменьшается энергия притяжения ядра и электрона. Чем меньше значение главного квантового числа, тем больше энергия связи электрона с ядром, на данном энергетическом подуровне. Электрон находящийся близко к ядру, расходуя дополнительную внешнюю энергию (температура, электрический заряд), может перейти на более высокий энергетический уровень с большим квантовым числом (возбужденное состояние электрона). Если количество энергии велико, то электрон оставляя атом переходит в ионизирующее состояние.
 

Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до до n - 1 [1 = 0, 1, 2 ... (n - 1)]. Если l = 0 атомная орбиталь независимо от значения главного квантового числа имеет сферическую форму(s-орбиталь). Значению l = 1 соответствует атомная орбиталь, имеющая форму гантели (р-орбиталь). Еще более сложную форму имеют орбитали при l =2, 3 и 4(d-, f-, g - орбитали).

Максимальное количество электронов на данном подуровне определяется формулой 2 (2 + 1). На каждом энергетическом уровне имеется по одному s-подуровню. На первом энергетическом уровне имеется только один s-подуровень. Второй энергетический уровень состоит из одного s и три р орбиталей. Третий энергетический уровень состоит из трех р, пяти d и семи f орбиталей. Формула определяет число (орбиталей)подуровней в каждом энергетическом уровне. Например, на третьем энергетическом уровне существует подуровней: 1s, три- р и пять -d орбиталей.

Магнитное квантовое число - определяет положение атомной орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Магнитное квантовое число связано с орбитальным квантовым числом, изменяясь от -l до + l включая 0. Следовательно, каждому значению 1 соответствует 2l +1 значение магнитного квантового числа. Значению выражения 2l +1 соответствует и число орбиталей на каждом подуровне.
Поэтому для каждого значения l имеем магнитное квантовое число (2 l + 1).

Например:

• когда l = 1, будет иметь три значения, т.е. -1, 0, +1.
• когда l = 2, будет иметь 5 значений +2, +1, 0, -1, -2,
• когда l = 3, будет иметь 7 значений , +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3

Спиновое квантовое число может принимать лишь два значения:  и Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона. Упрощенно считают, что это число характеризует вращение электрона вокруг собственной оси при его быстром движении в атомном пространстве.
s - подуровень ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной s орбитали, р-подуровень- второй подуровень каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит их трех р -орбиталей, d подуровень - третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти d - орбиталей; а f-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи f-орбиталей. Таким образом, каждому значению п соответствуют число орбиталей, равное
Распределение электронов на орбиталях подчиняется в основном, двум принципам: принципу наименьшей энергии (правило Клечковского) и принцип Паули. Согласно принципу Паули, в атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел.
Этот принцип позволяет рассчитать максимальное число электронов для разных значений главного квантового числа n:

Согласно правилу Клечковского, последовательное заполнение электронных орбиталей в атоме происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + 1) к орбиталям с большим значением этой суммы. Если (n + 1) равны, то в первую очередь заполняются подуровни, отвечающие минимальному значению главного квантового числа.

Согласно вышеизложенному, заполнение подуровней происходит в следующем порядке:
ls 2s 2р 3s Зр 4s 3d 4р  5s 4d 5р 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

С увеличением числа электронов в многоэлектронных атомах, увеличиваются возможность расположения орбитальных ячеек. Так как минимальное значение суммы (n + 1) равно единице, то единственный электрон атома водорода имеет такое состояние, когда n = 1, l = 0 и = 0. Устойчивое состояние атома водорода обозначается символом где 1- главное квантовое число, s обозначает орбитальное квантовое число и форму орбитали, степень над символом s обозначает количество электронов.

Иногда для выражения состояния электрона пользуются следующим методом: орбитали условно обозначают в виде клетки («квантовой ячейки»), электрон обозначается в виде стрелки (направление стрелки указывает ориентацию спина электрона). Так представленный этим методом атом водорода выглядит как  так как n + l = 1 .В атоме гелия в этом состоянии может быть два электрона  Для обоих электронов атома гелия значения  и l равны; эти электроны характеризуются различными спинами. Состояние атома гелия можно выразить как

С лития начинается второй период системы элементов; как показывают данные, у атома лития орбиталь n=2 начинается заполнятся электронами. Для n=2, орбитальное квантовое число имеет два значения (l=0 и l=1); сначала идет заполнение l = 0, так как при l = 0, сумма n + 1 минимальна. Стабильное состояние лития представлена формулой В атоме лития на 2s-орбитали находится один неспаренный электрон; поэтому атом лития может образовывать одну ковалентную связь.

В атоме бериллия (z=4) происходит завершение заполнения 2s - орбитали электронами. У атома бериллий нет неспаренных электронов, все они спаренные. Но когда атом бериллия принимает энергию, то он переходит в возбужденное состояние, в это время один его электрон переходит на более высокий энергетический уровень:

Для элемента бора (z = 5) соответственно (n + l) = 3 имеет состояние n = 2; l = 1. заполняются электронами. Поэтому электронная конфигурация записывается так: B или

В атоме бора пятый электрон занимает одну из трех вакантных р -орбиталей. В устойчивом состоянии атом бора имеет один неспаренный электрон.
Для определения электронных состояний атомов углерода и следующих за ним элементов нужно знать правило Гунда.

Согласно правилу Гунда суммарный спин электронов в данном подуровне должен быть максимальным.

Это объясняется тем, что отрицательно заряженные электроны отталкиваются друг от друга и по возможности стремятся занять разные ячейки.
Следовательно, согласно правилу Гунда электронные конфигурации атомов углерода (1), азота (2) могут быть представлены следующим образом:

Символами - обозначены направления в пространстве осей х, у, z. для 2p-орбитали.

Заполнение энергетических уровней в атомах элементов третьего
периода происходит аналогично элементам второго периода:
Na    
Mg  
Al    
Si  
P    
S    
Cl    
Ar  

У элемента скандия (z = 21), стоящего после кальция начинают заполняться энергетические уровни, соответствующие n + l = 5. Для кальция (n + l) = (4 + 0) = 4 для скандия (n + l) = (3 + 2) = 5. Поэтому сначала заполняются 4s, двумя электронами, а, затем 3d подуровень:

У атомов, следующих за скандием продолжается заполнение 3d орбитали электронами и полностью заканчивается у цинка.
Однако состояния, соответствующие n = 4 (l = 1) и n = 5 (l= 0) в пределах суммы n + 1 = 5, остаются свободными. Поскольку первое из этих двух состояний может иметь более выгодное положение, у последующих за цинком атомов элементов начинают заполняться 4р- орбитали. Так как общее число таких случаев равно 6, заполнение электронами данной орбитали заканчивается у криптона, который завершает четвертый период. Электронная формула криптона выглядит следующим образом:
Кг

Далее следует тяжелые элементы, для которых так же, как и для предыдущих элементов, присущи аналогичные энергетические состояния; заполнение энергетических уровней в них происходит по тем же правилам (принцип Праули, правило Гунда и Клечковского), как и для предыдущих элементов.

Пример №9

Напишите электронную конфигурацию элемента, с
1 набором квантовых чисел: n = 3; l = 2; -1;
 

Решение. Для этого используйте значения квантовых чисел.
Решение. По значениям квантовых чисел определяем атомную орбиталь, которую займет последний электрон: так как n = 3, этот элемент находится в 3 периоде. l = 2, этот элемент относится к семейству d-элементов. Значение магнитного квантового числа = -1, означает, что последним поступает d-электрон на вторую ячейку. По значению =+ 1/2 можно узнать, что спин электрона направлен вверх. Напишем электронную формулу элемента учитывая вышесказанное. Как показывают результаты, этот элемент представляет собой титан (Ti).
Ответ:
 

Пример №10

Опишите химические свойства элемента 21 исходя из положения в периодической системе.
 

Решение. С помощью периодической системы, определяем, что элемент с порядковым номером 21 находится в четвертом периоде побочной подгруппе III группы. Этот элемент-скандий Sc. Электронная формула Sc:  Итак, Sc - d - элемент.

Этот элемент может имеет степень окисления +3 и легко отдает 2 электрона с 4-го уровня. При этом он образует оксид гидроксид, проявляющий основные свойства. Скандий не образует газообразных соединений с водородом, так как расположен в побочной подгруппе.
Атом скандия также может отдавать электроны с d-подуровня предпоследнего энергетического уровня (1 электрон). Образует оксид  соответствующий высшей степени окисления
 

Пример №11

В какой группе и в каком периоде периодической системы элементов Д.И. Менделеева находится элемент с порядковым номером 40?
 

Решение. Расположение элементов в периодической системе в соответствии со строением их атомов следующее: в первом периоде 2, во втором 8, в третьем 8. Третий период заканчивается элементом с порядковым номером 18 (2+8+8=18). В четвертом периоде 18 элементов, те. он заканчивается элементом с порядковым номером 36. В пятом периоде также 18 элементов, поэтому элемент с порядковым номером 40 попадает в пятый период. Он занимает четвертое место, следовательно, находится в четвертой группе (побочной подгруппе). Это -цирконий Zr, элемент 5 периода и IV группы.
 

Пример №12

Напишите электронную конфигурацию элемента германия, в возбужденном состоянии.
 

Решение. По условию задачи нужно написать электронную конфигурацию элемента германия в возбужденном состоянии. Но сначала напишем электронную конфигурацию атома элемента германия в основном состоянии.

В основном состоянии атом германия на четвертом энергетическом уровне содержит 4 электрона: а при возбуждении атома:

Периодический закон И.Д. Менделеева

Периодический закон и периодическая система химических элементов - большое достижение науки, является основой современной химии. За основу, при создании периодической системы взята атомная масса. Многие химики, до Д.И. Менделеева: немецкие ученые И. Деберейнер (1780-1849) и Л. Мейер (1830-1895), английский ученый Дж. Ньюлендс (1838 - 1898), французский А. Шанкуртуа (1819-1886) и другие- предлагали различные варианты классификации химических элементов. Однако никто из них не смог систематизировать все химические элементы, известные в то время. Только открытие русским ученым Д.И.Менделеевым одного из фундаментальных законов природы- периодического закона химических элементов- позволило создать единую систему химических элементов.

Д.И. Менделеев назвал закон, который он открыл, «закон периодичности», и сформулировал периодический закон так: «Свойства простых веществ, а также форма и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины их атомных весов». Открытая на его основе периодическая система объективно отражает периодический закон.

Ко времени открытия периодического закона были известны лишь 63 химических элемента. Кроме того, для многих химических элементов были неверно определены относительные атомные массы. Последнее обстоятельство особенно затрудняло систематизацию химических элементов, так как Д.И.Менделеев брал за ее основу значение относительных атомных масс. Так, например, у бериллия относительная атомная масса была определена 13,5 вместо 9, а это значит, что бериллий следовало поместить не на четвертом, а на шестом месте. Однако Д.И. Менделеев был твердо убежден, что относительная атомная масса бериллия определена неверно и по совокупности свойств поместил его на четвертом месте. Сходные затруднения возникали и при расположении некоторых других элементов.

Чтобы разобраться в сущности открытого Д.И. Менделеевым закона, проследим за изменением свойств, химических элементов, расположенных в порядке возрастания их относительных атомных масс. Номер, который получает в этой последовательности каждый элемент, называется порядковым номером.

Используя таблицу, вы можете определить следующее:

1. В ряду от лития Li до фтора F с возрастанием относительных атомных масс наблюдается постепенное ослабление металлических и усиление неметаллических свойств. Литий Li-щелочной металл с ярко выраженными металлическими свойствами. У бериллия Be металлические свойства сильно ослаблены, его соединения амфотерны. У элемента бора В преобладает неметаллические свойства, которые затем постепенно усиливаются у последующих элементов, достигая наивысшей степени у фтора F. После него следует инертный элемент неон Ne.
2. С возрастанием относительных атомных масс от лития Li до углерода С валентность в соединениях с кислородом увеличивается от 1 до 4. Начиная с углерода С элементы в этом ряду образуют также летучие соединения с водородом. Валентность в соединениях с водородом уменьшается от 4 у
3. Начиная с элемента натрия Na (порядковый номер 11) наблюдается повторяемость свойств предыдущего ряда. Натрий Na (подобно литию Li)-элемент с сильно выраженными металлическими свойствами, у магния Mg (аналогично бериллию Be) металлические свойства выражены слабее. Алюминий А1 (подобно бериллию Be) образует соединения с амфотерными свойствами. Кремний Si (как и углерод С) - неметалл. У последующих элементов - фосфора Р и серы S- неметаллические свойства еще более усиливаются. Предпоследний в этом ряду элемент хлор Сl (подобно фтору F) обладает наиболее сильно выраженными неметаллическими свойствами. Этот ряд, как и предыдущий, заканчивается инертным элементом аргоном. Аналогично предыдущему ряду валентность в соединениях с кислородом возрастает от 1 у элемента натрия Na до 7 у элемента хлора О. Валентность в соединениях с водородом уменьшается: у кремния Si -4, у хлора Cl -1.
4. Начиная с калия (порядковый номер 19), вновь наблюдается постепенное изменение свойств от типичных щелочных металлов от типичного неметалла галогена. Периодически повторяются не только химические свойства, но и формы их соединений. Например, литий образует с кислородом соединение состава аналогичную форму имеют кислородные соединения элементов, повторяющих свойства лития -

Все ряды элементов, расположенные в порядке увеличения их атомных масс, Д.И Менделеев разделил на периоды. На границе каждого периода свойства элементов закономерно изменяются (например, начиная щелочным металлом, заканчивая галогеном). В периодах располагаются элементы, сходные по свойствам и обладающие одинаковой валентностью. Таким образом Менделеев составил таблицу, названную им периодической системой элементов. На основании периодической системы он исправил атомные массы ряда элементов, предсказал существование в природе нескольких еще не открытых элементов и оставил свободные клетки в таблице для 29 элементов.

Для трех таких предполагаемых элементов Д.И Менделеев предсказал физические и химические свойства на основании свойств, окружающих их в таблице элементов и дал им условные названия-экабор, экаалюминий и экасицилий. Окружающие их элементы Д. Менделеев назвал аналогами.

Например, атомная масса элемента магния определяется как средняя арифметическая величина масс атомных аналогов, а именно:

Предсказания Д.И.Менделеева блестяще подтвердились. Все три элемента были открыты еще при жизни Менделеева и предсказанные свойства их точно совпали со свойствами, определенными опытным путем.
Галлий - был открыт 1875 году Лекоком де Буабодраном, скандий - в 1879 году Нильсоном и германий - Винклером в 1886 году,

В настоящее время известно более 500 вариантов изображения периодической системы. В 1869 году впервые, предложенная Менделеевым система элементов называется вариантом длинной формы. В 1870 году Менделеевым был предложен второй вариант периодической системы элементов- вариант короткой формы. В этом варианте периоды были разделены на ряды, а группы - на подгруппы.

Наиболее распространен вариант короткой формы периодической системы как более компактный. Однако его существенный недостаток - сочетание в одной группе нескольких элементов те. сильное различие свойств элементов главных подгрупп. Это в какой-то степени «смазывает» (уменьшает яркость) периодичность свойств элементов и затрудняет пользование системой. Поэтому в последнее время, особенно в учебных целях больше используется вариант системы Д.И Менделеева в длинной форме.

Периодическая система элементов имеет семь периодов (обозначены римскими цифрами), из которых периоды I, II и III называются малыми, а периоды IV, V, VI и VII большими периодами. В первом периоде расположены 2 элемента, во втором и третьем периодах - по 8, в четвертом и пятом - по 18, в шестом - по 32, в седьмом - 32 элемент. Каждый период, за исключением первого, начинаются с щелочным металлом и заканчиваются инертным газом.

Все элементы в периодической системе пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номер элемента в системе называется порядковым, или атомным номером.

Элементы II и III периодов Д. И. Менделеев назвал типичными элементами. Их свойства закономерно изменяются от типичного металла до благородного газа. Закономерно изменяются в периодах и форма соединений элементов. Д.И

Менделеев придавал большое значение периодичности форм соединений.
Система делится на 10 рядов, которые обозначаются арабскими цифрами. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период - из двух рядов: верхний ряд считается четным, а нижний -нечетным рядом. В четных рядах больших периодов (четвертый, шестой, восьмой и десятый) расположены только металлы, и свойства элементов в ряду при продвижении слева направо изменяется незначительно.

В нечетных рядах больших периодов (пятый, седьмой и девятый) свойства элементов в ряду слева направо изменяется подобно свойствам типичных элементов. Основанием для разделения элементов больших периодов на два ряда является их важное свойство- степень окисления (во времена Менделеева это называлось валентностью). Их одинаковые значения дважды повторяются в периоде с ростом атомных масс элементов. Дважды повторяются в больших периодах и формы соединений элементов.

Особое положение в периодической системе занимают элемент номер 57-лантан- и следующие за ним 14 элементов, называемые лантаноидами, расположенные в VI периоде. Их порядковые номера 58-71. Лантаноиды расположены отдельно в нижней части таблицы. Последовательность из расположения обозначена звездочкой в соответствующей клеточке таблицы: La *-Lu.Эти элементы по химическим свойствам похожи на лантан и очень сходны между собой.

В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов. Их также помещают отдельно - под лантаноидами, а в соответствующей клетке двумя звездочками указано на последовательность их расположения в системе: Ac*-Lr. Однако в отличие от лантаноидов горизонтальная аналогия у актиноидов выражена слабо. Они в своих соединениях проявляют больше различных степеней окисления. Например, степень окисления актиния +3, а урана +3, +4, +5 и +6.

Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости, их ядер.

В периодической системе по вертикале имеется восемь групп (обозначены римскими цифрами). Номер группы связан со степенью окисления, которую проявляют элементы в соединениях. Как правило, высшая степень окисления элементов равна номеру группы. Фтор является исключением - его степень окисления равна -1; медь, серебро, золото проявляют степень окисления +1, +2 и +3.

Из элементов VIII группы степень окисления +8 известна только для осмия, рутения и ксенона.

В VIII группе расположены благородные газы. Ранее считалось, что они не способны образовывать химические соединения. Однако это не подтвердилось. В 1962 году было получено первое химическое соединение благородного газа тетрафторид ксенона В настоящее время химия благородных газов быстро развивается.

Каждая группа делится на две подгруппы - главную и побочную, что в периодической системе подчеркивается смещением одних вправо, а других влево. Главную подгруппу составляют типичные элементы (элементы второго и третьего периодов) и сходные с ним по химическим свойствам элементы больших периодов. Побочную подгруппу составляют только металлы -элементы больших периодов. VIII группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы гелия она содержит три побочные подгруппы: подгруппу железа, подгруппу кобальта и подгруппу никеля.

Химические свойства элементов главной и побочной подгрупп значительно различаются. Например, в VII группе главную подгруппу составляют неметаллы F, Cl, Br, I и At, побочную- металлы Мn, Тс и Re. Таким образом, подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.

Все элементы кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения. Существует всего восемь форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: здесь R - элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы (главной и побочной), кроме тех случаев, когда элементы не проявляют степень окисления, равной номеру группы.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения. Форм таких соединений 4. Их также изображают общими формулами в последовательности Периодический закон имеет очень важное значение в формировании химии в качестве науки.

Периодический закон послужил основой для исправления атомных масс элементов. Д.И. Менделеев предсказал существование в природе нескольких еще не открытых элементов и оставил незаполненным значительное число клеток в периодической таблице для не открытых еще элементов, сумел предсказать свойства и атомные массы отдельных элементов и указал, где их следует искать. Например, были предсказаны элементы экабор (скандий), экаалюминий (галлий) и экасицилий (германий).

 

Пример №13

Определить количество s, р, d и f электронов в атоме, содержащем 42 протона.
 

Решение. Записываем электронную формулу элемента с порядковым номером 42.

Определим число s, р, d и f электронов.
s электронов - 9; р-электроны - 18; d-электроны - 15; f-электронов - 0.

Пример №14

Расположите элементы алюминия, магния, кремния и фосфора в порядке уменьшения их атомного радиуса.
 

Решение. Для этого вспомним расположение элементов в периодической системе. Данные элементы находятся в одном периоде. В периодах слева направо с увеличением порядкового номера (заряда ядра) радиус атома уменьшается. В группах с увеличением заряда ядра сверху вниз радиус увеличивается. Используя эти правила, мы определяем расположение данных элементов в порядке уменьшения радиуса. Na, Mg, Al, Si.

 

Атомная структура. Ядерные реакции

Согласно модели строения атома Резерфорда, атом состоит из положительно заряженного тяжелого ядра, которое занимает очень малое пространства атома. Все положительные заряды и почти вся масса атома сосредоточены в ядре. Вокруг ядра на значительном расстоянии от него вращаются электроны, образующие электронную оболочку атома.
 

Поскольку атом в целом электронейтрален, то суммарный заряд электронов должен быть равен заряду ядра. Дальнейшие исследования показали, что положительный заряд ядра атома численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева. Наиболее проста схема строения атома водорода (порядковый номер равен 1). Его ядро имеет один элементарный положительный заряд, и в поле ядра вращается один электрон. Ядро атома водорода - элементарная частица, которую называют протоном.
Порядковый номера атома цинка равен 30. Значит, его положительный заряд равен 30 и в поле ядра вращаются 30 электронов. У 78 -го элемента с положительным зарядом ядра, равным 78, в поле ядра вращаются 78 электронов. Аналогично можно представить строение и других атомов.

По современным представлениям ядра атомов всех элементов состоят из протонов и нейтронов (нуклонов). Протон обладает массой - 1 0073 а.е. м. и зарядом +1. Масса нейтрона равна 1,0087 а.е.м, а его заряд -нулю (частица электрически нейтральна). Можно сказать, что масса протона и нейтрона почти одинаковы.

Вскоре после открытия нейтрона 1932 году российские ученые Д. Д. Иваненко и Е. Н. Гапон создали протонно-нейтронную теорию строения ядра. Согласно этой теории ядра всех атомов, кроме ядра атома водорода, состоит из Z протонов и (A-Z) нейтронов, где, где Z- порядковый номер элемента, А -массовое число.
A = Z + N

Силы, удерживающие протоны и нейтроны в ядре, называются ядерными. Это чрезвычайно мощные силы, действующие на очень коротких расстояниях (порядка м) и превосходящие силы отталкивания. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Так, например, для атома хлора на долю электронов приходится 1/1837 • 17=0,009(около 0,03% массы атома хлора). Массой электронов по сравнению с массой ядра можно практически пренебречь. Например, в ядре атома кислорода содержится 8 протонов и 16-8 = 8 нейтронов, что кратко записывается так: (8р,8n).

Исследования показали, что в природе существуют атомы одного и того же элемента с разной массой. Так, встречаются атомы хлора с массой 35 и 37. Ядра этих атомов содержат одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.
Разновидности атомов одного элемента, обладающие одинаковыми зарядами ядер, но разными массовыми числами, называются изотопами. Каждый изотоп характеризуется двумя величинами: массовым числом (проставляется вверху слева от химического знака) и порядковым номером (проставляется внизу слева от химического знака) обозначается символом соответствующего элемента. Например, изотопы водорода: протия, дейтерия и трития записываются так:

Изотопы известны для всех химических элементов. Так кислород имеет изотопы с массовыми числами 16,17,18:  Изотопы аргона:
Изотопы калия:
 

Атомная масса элемента равна среднему значению из масс всех его природных изотопов с учетом их распространенности.

Формулу для вычисления средней атомной массы изотопов можно записать следующим образом:

Например, природный хлор состоит из 77,5% изотопа с массовым числом 35 и 22,5% изотопа с массовым числом 37. Находим среднюю атомную массу атома хлора:

Разновидности атомов с одинаковой атомной массой, но разным зарядом ядра называются изобарами.

Например, атомы калия и аргона массой 40, атомы хрома и железо массой 54 и атомы сурьмы и теллура, атомной массой 123. Известно также ещё одна группа частиц- изотоны, у которых одинаковое число нейтронов.
Атомы с одинаковым количеством нейтронов в ядре атома называются изотонами. Частицы атома (молекулы или иона) с одинаковым числом электронов называется изоэлектронными.

Примерами изотонов являются:

При взаимодействии протонов и нейтронов в ядре атома наблюдается 4 основных процесса:

• 1. Падение электрона;    
• 2. Позитронный захват;
• 3. Позитронный распад;    
• 4. Электронный распад;

1. Падение электрона на ядро происходит в результате поглощения ядром электрона. Это приводит к понижению его положительного заряда на одну единицу. Этот электрон взаимодействует с одним из протонов, содержащийся в ядре, в результате чего образуется нейтрон. В результате этого масса ядра элемента не изменяется, а заряд уменьшается на одну единицу.

2.    Позитронный захват. Процесс образования протона из нейтрона. В результате масса ядра атома не изменяется, а заряда ядра увеличивается на одну единицу.

3.    Позитронный распад - процесс перехода протона в нейтрон. Приводит к уменьшению заряда ядра без изменения атомной массы:

4.    Электронный распад-процесс превращения нейтрона в ядре в протон. В результате масса ядра атома остается неизменной, а заряд увеличивается на одну единицу.

Приведенные выше сведения позволяют дать новое определение химическому элементу и уточнить определение периодического закона.
 

Химический элемент - это определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

Свойства химических элементов и образованных ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов этих элементов.
 

Ядерные реакции - это изменения ядер в результате взаимодействия их с элементарными частицами и друг с другом.
Различают естественные и искусственные ядерные реакции. Самопроизвольные ядерные реакции происходят из-за распада радиоактивных элементов. Радиоактивные элементы излучая лучи, превращаются в ядра других атомов.

излучение (-частица) это поток а-частиц, которые являются ядрами атомов гелия. Они обладает сильными ионизирующими свойствами и может преодолевать металлические барьеры толщиной менее 0,01 мм.

- излучение -частица) поток электронов с отрицательным зарядом (-1). Может преодолевать металлические барьера толщиной 0,01 мм.

-излучение-электромагнитное излучение высокой энергии, подобное рентгеновским лучам. Эти лучи могут проходить через барьер толщиной 0,1м.При испускании  частиц химический элемент не изменяется, его массовое число также не изменяется.

К основным видам радиоактивного распада относится распад,  распад. При распаде порядковый номер элемента уменьшается на 2.
При распаде заряд ядра увеличивается на единицу, а массовое число не изменяется. При распаде заряд ядра уменьшается на единицу, а массовое число не изменяется. Эта реакция идет с образованием -позитрона. В некоторых ядерных реакциях происходит захват ядром электрона. При этом заряд ядра уменьшается на единицу, а массовое число остается прежним.

При помощи ядерных реакций получают изотопы, обладающие радиоактивными свойствами. Все они в результате неустойчивого и радиоактивного распада превращаются в изотопы других элементов.
Радиоактивные изотопы получены для всех химических элементов. Известно примерно 1500 их разновидностей. Элементы, состоящие только из радиоактивных изотопов, называются радиоактивными. Это элементы с порядковыми номерами: z = 43, 61 и 84 -105.

Написание уравнений таких реакций основано на законах сохранения массы и заряда. Это означает, что сумма масс и сумма зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме масс и сумме зарядов в правой части уравнения.

Например:

Это уравнение показывает, что при взаимодействии атома алюминия с - частицей образуется атом кремния и протон. Радиоактивный распад радия с образованием радона и гелия следует записать так:

В 1919 году Резерфорд впервые осуществил ядерную реакцию искусственно, бомбардируя - частицами ядра атомов азота:

Стабильных (нерадиоактивных) изотопов известно около 300.Из них состоит большинство химических элементов периодической системы элементов Д.И. Менделеева. У некоторых элементов наряду со стабильными имеются и долгоживущие радиоактивные изотопы. Это:

Элементы, расположенные после урана в периодической системе Менделеева (трансурановые элементы) являются радиоактивными и не имеют стабильных изотопов. За счет ядерного распада эти атомы становятся относительно стабильными. Распад атомного ядра происходит под влиянием нейтронов, которые изменяют устойчивость ядер. Тяжелые ядра, имеющие избыток нейтронов, самопроизвольно распадаются. Распад ядра урана - 235 можно записать следующим образом:

Можно получить изотопы всех трансурановых элементов путем воздействия нейтронов в ядерных реакторах. Такими методами получены изотопы до 118 - трансурановых элементов.

Неограниченное применение находят радиоактивные препараты в медицине при диагностике и лечения заболеваний. Для определения наличия опасных опухолей у больных раком используется способность опухолевых тканей поглощать радиоактивные элементы. Например, используется фосфат натрия, который имеет в составе изотоп, фосфора-32, который применяется для обнаружения опасных опухолей в организме. Известно, например, что деятельность щитовидной железы тесно связана с обменом йода. Вводя больному ничтожно малые количества изотопа йода-131 (в виде натриевой соли),удается установить, насколько нормально функционирует щитовидная железа.

При лечении хронического лейкоза рекомендуются меченные изотопы фосфора-32, цинка-65 и золота-198 и фосфат натрия. При лечении раковых заболеваний использовали -лучи испускаемые изотопом кобальта .Этот изотоп обладает рядом преимущество по сравнению с радием или рентгеновским излучением, так как не излучает сильно проникающие -кванты. Радионуклиды меди-64, серебра -111, и золота -198 используются для изучения метаболических процессов в организме в качестве радиоактивного индикатора.

Каждое ядро урана распадается с очень большим количеством энергии. Основа современной ядерной энергии основана на реакции распада урана.

Пример №15

Сколько различных молекул воды можно получить из трех изотопов водорода и двух изотопов кислорода
 

Решение. Чтобы определить количество образующихся молекул воды,
составим следующую таблицу:

Ответ: Образуется 12 различных молекул воды.
 

Пример №16

Определите процентное содержание незаряженных частиц от общего количества всех элементарных частиц в изотопе
А) 40; В) 36; С) 55,65; D) 34.

Находим сумму (р +n+е-) всех элементарных частиц в атоме изотопа 51Сг В составе изотопа 51 Сг имеется 24 электрона, 24 протона и 27 нейтронов, где = 24+24+27=75.
Если 75 элементарной частиц составляет
27 незаряженных частиц
Ответ 36% В
 

Пример №17

В ядре изотопа содержится 82 нейтрона и 40,58% протонов. Найти относительную атомную массу изотопа.
А) 206; В) 136; С) 138; D) 135.
 

Решение: Сумма чисел протонов и нейтронов в атомах составляют около 100%.
р % + n% = 100 %
n% = 100 % —р% = 100 - 40,58 = 59,42 %
Из условия задачи известно, наличие 82 нейтронов в ядре изотопа. Определяет количество протонов в ядре. Если: 40,58% составляют протоны, то 100-40,58=59,42% нейтронов.
40,58 % протонов  ...  59,42 % нейтронов
х протон  ...  82 нейтрона
Если известно, что в ядре изотопа 56 протонов, его относительная атомная масса определяется по следующей формуле:
=p +n = 56 + 82 = 138
Ответ: 138.
 

Пример №18

Определите относительную атомную массу изотопа, если содержание протонов в атоме составляет 30,6% от общего количества элементарных частиц, (количество нейтрона в ядре изотопа равно 33).
 

Решение. В атоме число протонов равно числу электронов. 30,6% составляют протоны, следовательно, содержание электронов тоже составляет 30,6%. Если р + n + е = 100%, то 100 -(р + е) = n. 100 - (30,6 + 30,6) = 38,8% нейтронов.

30,6%p  ...  38,8 % n
хр ...  33 n
Относительная атомная масса изотопа: = р + n = 26 + 33 = 59.

Виды химической связи. Кристаллические решетки

Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы. При образовании химической связи могут участвовать - неспаренные электроны атомов, спаренные электроны, расположенные на одном орбитале и свободные (вакантные) орбитали.

Энергия химической связи, длина, валентный угол (угол валентности) и направленность связи - являются основными характеристиками химической связи. Минимальное количество энергии, необходимое для разрыва химической связи называется - энергией связи. Он обозначается Е и измеряется в кДж / моль и ккал / моль. Чем выше энергия связи, тем прочнее соединение. Величина энергии связи зависит от природы взаимодействующих атомов, типа и порядка связи.

Длина химической связи обозначается буквой r и выражается в А (нм). Длина связи - это расстояние между ядрами взаимодействующих атомов.

При рассматривании трех молекул газа, энергия химической связи слева направо уменьшается, а длина увеличивается.

Химическая длина связи

Химическая энергия связи.

Угол между химическими связями - называется валентным углом. Валентный угол между Н - О-связью в молекуле составляет 104,5°, а угол между связями в молекуле составляет 109,5°.

Кратность связи определяется числом электронных пар, связывающих два атома. Она может быть одинарная, двойная (двойная связь), тройная (тройная связь) и иногда четвертичная. С увеличением кратности связи энергия связи возрастает, увеличивается прочность и уменьшается длина связи.
Атомы в основном образуют химические связи за счет неспаренных электронов. Основными видами химической связи считается ковалентная, ионная, металлическая и водородная связи.
 

Химическая связь, образованная за счет общей пары электронов, называется ковалентной связью. Это двухэлектронная и двухцентровая (удерживает два ядра) связь. В образовании ковалентных связей участвуют все неспаренные электроны внешнего энергетического слоя, а иногда и спаренные электроны.
По способу перекрывания электронных орбиталей различают о «сигма» и «пи» связи, - Сигма-связь - это ковалентная связь, при образовании которой атомные орбитали перекрываются вдоль линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов. Одинарная связь- всегда связь, которая лежит вдоль прямой линии (линий), связывающая ядра двух соседних атомов.
-связь - ковалентная связь, при образовании которой атомные орбитали перекрываются над и под линией, соединяющей центры взаимодействующих атомов, связь может только дополнять - связь в двойной или тройной связи.

Существует разные обозначения химической связи. С помощью электронов в виде точек, на химическом символе элемента. Образование молекулы водорода можно показать, как:

Также используют квантовые ячейки (орбитали). Размещают два электрона с противоположными спинами в одной молекулярной квантовой ячейке:

Часто, особенно в органической химии черточкой (штрихом) (например, Н-Н),
ковалентную связь изображают которая символизирует пару электронов.
Существует два вида ковалентной связи: полярная и неполярная.

Неполярная ковалентная связь. Ковалентную неполярную связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называется неполярной. Например: и др., в которых электронная пара одинаковой мере принадлежит обоим атомам.

Химическую связь, образованную атомами, электроотрицательности которых отличаются, но незначительно, называют ковалентной полярной связью. Примером могут служить молекулы неорганических соединений:

Возможен и другой механизм ее образования-донорно -акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого атома. Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония  B молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако):

У иона водорода свободна (не заполнена) 1s - орбиталь,что можно обозначить как: При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, т.е. оно превращается в молекулярное облако. А значит возникает четвертая ковалентная связь. Это называется донорно-акцепторной связью.

Этот тип связи образуется при взаимодействии атомов элементов, электроотрицательность которых резко отличается. Ионная связь основана на электростатической теории. Наиболее устойчивой является такая электронная конфигурация атомов, при которой на внешнем электронном уровне, подобно атомам благородных газов, будет находится 8 электронов (октет) или 2 электрона(дублет) При химическом взаимодействии атомы стремятся приобрести устойчивою электронную конфигурацию и часто достигают этого или в результате присоединения валентных электронов от других атомов, или в результате отдачи своих валентных электронов. Атомы, присоединившие электроны превращаются в отрицательные ионы, или анионы. Атомы, отдавшие свои электроны, превращаются в положительные ионы, или катионы. Согласно этой теории, между противоположно заряженными ионами, возникают силы электростатического притяжения, которые и будут удерживать их друг около друга, осуществляя тем самым ионную химическую связь.

Ионные соединения являются кристаллическими веществами. В твердом (кристаллическом) состоянии ионные соединения состоят из закономерно расположенных положительных и отрицательных ионов. В водных растворах этих веществ вместо молекул бывают ионы. Ионная связь образуется не только между щелочными металлами и галогенами, но также и в соединениях щелочей и солей. Например, в соединениях гидроксида натрия NaOH и сульфата натрия существует ионная связи между атомами натрия и кислорода (все остальные являются полярной ковалентной связью). Поэтому щелочи и соли в воде диссоциируют по следующей схеме:

Трудно поставить резкую границу между типами химических связей. Во многих соединениях химическая связь является промежуточным; например, сильные полярные химические связи ближе к ионной связи. Если химическая связь по свойству ближе к ионной связи, то его называют ионной связью, если ближе к ковалентной связи то считается ковалентной связью.
 

Металлическая связь

Связь образованная в результате взаимодействия между ионами металла и относительно свободными электронами называется металлической связью. Металлическая связь характерна для всех металлов, кроме жидкого Hg.

Наиболее важными физическими свойствами металлов является такие свойства как высокая температура кипения и плавления, металлический блеск, отражение от металлической поверхности световых лучей и звука, хорошая теплопроводность и электропроводность, ковкость и пластичность. Эти свойства объясняются только наличием металлической связи.
 

Водородная связь

Связь между атомом водорода одной молекулы и сильно электроотрицательным атомом, другой молекулы имеющим неподеленную электронную пару (О, F, N) называется водородной связью.
Может возникнуть вопрос: почему именно водород способен образовать такие специфические химические связи? Это связано с тем, что атом водорода обладает очень маленьким радиусом и при смещении или отдаче единственного электрона водород приобретает положительный заряд.
Рассмотрим некоторые примеры. Мы привыкли состав воды изображать формулой Н2О, но правильнее было бы состав воды обозначать формулой где п равно 2,3,4 и т. д., так как отдельные молекулы воды соединены водородными связями, которые схематически изображают точками:

Обычно водородную связь обозначают точками, и этим указывают, что она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная, но более сильная, чем межмолекулярное взаимодействие.
 

Типы кристаллических решеток

Известно, что вещества находятся в трех агрегатных состояниях: газообразном, жидком и твердом. В газообразном и жидком состояниях структурные частицы расположены беспорядочно, межмолекулярные силы притяжения недостаточно удерживают их в одном месте, поэтому также вещества не имеют определенной формы. Твердые вещества, в отличие от газообразных и жидких, имеют определенную твердую форму, независимо от условий, в которых они находятся.
Твердые вещества в зависимости от внутреннего строения, те. от расположения частиц могут быть кристаллическими и аморфными. Одно и тоже вещество может находится в кристаллическом и в аморфном состоянии (например, кварц и в кристаллическом, и в аморфном состоянии- песчаная глина). Кристаллическое состояние более устойчиво, чем аморфное.

В кристаллических веществах частицы расположены упорядоченно, образуя пространственную кристаллическую решетку. Часть кристаллической решетки, параллельные переносы которой в трех измерениях позволяют построить всю кристаллическую решетку называется элементарной ячейкой.

В зависимости от вида частиц и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

Кристаллические решетки, состоящие из молекул (полярных и неполярных), называются молекулярными. Молекулы в таких решетках соединены между собой сравнительно слабыми межмолекулярными силами.
 

Кристаллические решетки, в узлах которых расположены ионы называется ионной. Их образуют вещества с ионной связью.Пример, может служить кристалл хлорида натрия, в котором каждый ион натрия окружен шестью хлорид- ионами, а каждый хлорид- ион - шестью ионами натрия. Такому расположению соответствует наиболее плотная упаковка, Связи между ионами в таком кристалле весьма прочны. Поэтому вещества с ионной связью обладают высокой твердостью . Они тугоплавки и малолетучи. Кристаллическая решетка многих солей, некоторых оксидов и оснований являются ионными.

Кристаллическая решетка NaCl

Металлическая кристаллическая решетка

Атомная кристаллическая решетка

Кристаллические решетки, в узлах которых находятся атомы называются атомными. Атомы в таких решетках соединены между собой прочными ковалентными связями.
 

Металлическая кристаллическая решетка

Металлы образуют металлическую кристаллическую решетку. В узлах решетки находятся нейтральные атомы, положительно заряженные ионы, окруженные «электронным газом», т.е. свободными электронами. Электроны электростатически притягивают катионы, обеспечивая стабильность решетки.
Наличие свободных электронов обуславливает хорошую электро- и теплопроводность, магнитные и другие свойства, характерные для металлов.

Пример №19

Определите количество сигма и пи связей в молекуле пирофосфата алюминия.
А) 38; 6;    В)36 ; 4; С) 36 ; 6;    D)35; 4.

Решение. Составляем структурную формулу пиророфосфата алюминия.  и определяем количество связей.

В молекуле пирофосфата алюминия связей.
 

Пример №20

Определите пару веществ с ковалентной неполярной связью.
A) В) С) D)
 

Решение. Из данных веществ ковалентными неполярными являются Неполярные связи существуют в молекулах простых веществ, образованными атомами одного элемента. Разность их электроотрицательностей равна нулю.
 

Пример №21

Определите количество сигма ст и пи л связей в молекуле дихромата алюминия.
 

Решение: Составляем структурную формулу дихромата алюминия. и определяем количество связей.
В молекуле дихромата алюминия связей.

 

Пример №22

Среди приведенных веществ определите вещества с ионной связью: 1) фторид цезия; 2) аммиак; 3) хлорид калия; 4) оксид водорода; 5) оксид кальция; 6) оксид серы (VI).
 

Решение.

В веществах фторида цезия, хлорида калия, оксида кальция связь ионная, так как разность относительной электроотрицательностей (ЭО) атомов, составляющих молекулу больше 1,7 (2,0).
Фторид цезия    Cs = 0,7;    F = 4,l;    4,1-0,7 = 3,4
Хлорид калия    К = 0,8;    Cl = 3;    3-0,8 = 2,2.
Оксид кальция    Са = 1;    0 = 3,5;    3,5-1 = 2,5.

Следовательно в этих веществах химическая связь - ионная.
 

Пример №23

В каком из приведенных ниже соединений связь наиболее полярна?
А) хлороводород    В) оксид водорода
С) аммиак    D) оксид азота (II).
 

Решение. Используя значения относительных электроотрицательностей (ЭО) элементов, находим разности относительных электроотрицательностей атомов в молекулах:
А) НС1    Cl = 3;    H= 2,1;    3 - 2,1 = 0,9
В)    О = 3,5;    H=2,l;    3,5 -2,1 = 1,4
С)    N = 3;    Н= 2,1;    3-2,1 = 0,9
D) NO    0=3,5;    N=3;    3,5-3 = 0,5
Чем больше по абсолютному значению разность ЭО, тем более полярна молекула.Наиболее полярна молекула воды Ответ В.

Количество вещества

Химические вещества в зависимости от состава вещества подразделяются на простые и сложные вещества. Вещества, состоящие из атомов одного химического элемента, называются простыми, а состоящие из атомов разных химических элементов называются сложными.

Единицей количества вещества является моль.

Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных частиц (молекул,атомов,ионов),сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода.

Число частиц в одном моле вещества Количество вещества и масса разные понятия. Масса выражается в граммах, килограммах, а единицей измерения количество вещества является моль. Например, молекулярная масса вода равна 18 а.е м. 1 моль воды равен 18 г.

При химических расчетах следует учитывать, что 1 киломоль (к/моль) равен 1000 моль, а 1 ммоль равен 0,001 моль.

Между массой вещества (m) и количеством вещества (n) и молярной массой (М) существует простые соотношения:

Эта формула используется для вычисления количества вещества. Например, определим количество вещества 28 г КОН. Дано m (КОН) = 28г, М (КОН) = 56г/моль. На основании вышеуказанной формулы рассчитываем количество вещества.

Молярная масса вещества -масса одного моля этого вещества. Оно равняется массе частиц данного вещества. Молярная масса выражается в граммах на моль (г/моль).

Например, М = 2г/моль; М (FеS)=88г/моль; М(Fе)=56г/моль; M(S)=3 2 г/моль.

Молярная масса вещества, выраженная в г/молях численно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе (а.е.м.) этого вещества. Из реакции взаимодействия железа и серы имеем следующие данные.

В составе продукта любой реакции входят атомы веществ, которые первоначально участвовали в реакции. Атомы сохраняются в процессе реакции, значит масса каждого отдельного атома, а также суммарная масса всех атомов также полностью остается неизменной. В таком случае масса продуктов любой реакции должна быть равна массе начальных веществ, участвовавших в реакции.
 

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

С точки зрения атомно - молекулярного учения закон сохранения массы объясняется следующим образом: в результате химической реакции атомы не исчезают и не возникают из ничего, они перегруппируются. Следствии того, что количество атомов до реакции и после остается неизменным, их общая масса также не изменяется. Любое чистое вещество независимо от местоположения и способа получения имеет постоянный состав. Рассмотрим, например, состав оксида углерода (IV) (углекислого газа) . Он состоит из углерода и кислорода (качественный состав). Содержание углерода в 27,27%, кислорода- 72,73% (количественный состав).
Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен.

Пример №24

В реакции с серой израсходовалось 0,5 моль железа. Определите его массу.
 

Решение: Для решения используем формулу:

m = 56 г/моль 0,5 моль = 28 г. Ответ: 28 г железа
 

Пример №25

В результате реакции получено 22г сульфида железа (II). Какое количество сульфида железа (II) соответствует данной массе?

Решение. M(FeS) = 88г/моль. Рассуждаем следующим образом: 88г соответствует 1 молю; 22г соответствует х молям FeS.Находим 88г: 22г = 1моль : х моль
х = 0,25 моль.
 

Пример №26

Какое количество вещества атомной серы содержится в 264г серы?
 

Решение: Относительная атомная масса серы Ar (S)= 32. Молярная масса атомарной серы 32г/моль. Значит в образце серы массой 264 содержится:

 

Пример №27

Определите количество вещества сульфата натрия массой 14,2г.
 

Решение. Относительная молекулярная масса равна:

= 232+32 + 164 = 142, находим количество вещества.

 

Пример №28

Относительная атомная масса серебра равна 108. Определите массу атома серебра.
 

Решение. Молярная масса атома серебра равна 108 г/моль численно равняется его относительной атомной массе. Зная, что в одном моле серебра содержится атомов находим массу его одного атома:

Закон Авогадро. Смеси газов

Изучение свойств газов позволило В 1811 году А. Авогадро открыть закон: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекает два важных следствия:

1. При нормальных условиях те. температуре 273 К (0 °C) и давлении 101,325 кПа все газы, количеством вещества 1 моль занимают объем равный 22,4л. Этот объем называется молярный объем газов.л/моль. Следовательно, 1 моль водорода при нормальных условиях занимает объем равный 22,4л, а 10 моль водорода 224л и 0,1 моль 2,24л.
2. Объем газов их количество вещества и число частиц (молекул и атомов) взаимосвязаны. 1 моль любого вещества содержат частиц (молекул, атомов) Это число называется числом Авогадро и обозначается

В 1 моле газа хлора содержится молекул Число атомов хлора в этом количестве два раза больше - .

Отсюда следует 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л и содержит молекул.

• 1    моль газа содержит молекул и занимает объем 22,4л.
• 0,5 моль газа содержит молекул и занимает объем 11,2л.
• В 2,24л газа хлора содержит молекул и его количество вещества равно 0,1 моль.

Молярный объем рассчитывается отношением объема (н.у), занимаемого веществом, к его количеству вещества:

Здесь V-объем газа(л), n-количество вещества(моль). На основании закона Авогадро определяют молярные массы газообразных веществ.Чем больше масса молекул газа, тем больше масса одного и того же объема газа. В равных объемах при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, а, следовательно, и молей газов. Отношение масс равных объемов газов равно отношению их молярных масс.

Где - масса определенного объема первого газа; масса такого же объема второго газа; - молярные массы газов.

Отношение массы определенного объема одного и того же объема другого газа (взятого при тех же условиях) называется плотностью первого газа по второму (обозначается буквой D)

Обычно плотность газов определяют по отношению к самому легкому газу - водороду (обозначается Молярная масса водорода равна 2г/ моль. Поэтому получаем:

Молекулярная масса вещества в молекулярном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду.

Часто плотность газа определяется по отношению к воздуху  Хотя воздух является смесью газов, можно рассчитать его среднюю молекулярную массу.

Если принять, что воздух состоит из 4 объемов азота (молярная масса 28г/моль) и 1 объема кислорода (молярная масса 32г/моль), то есть тогда можно рассчитать его среднюю молярную массу:
=28,8 г/моль ( округленно 29 г / моль)

Молярная масса определяется из следующего выражения:

Определение молекулярных масс показало, что молекулы простых газов состоят из двух атомов молекулы благородных газов -из одного атома (Не, Ne, Ar, Кг, Хе, Rn). Для благородных газов понятия «молекулы» и «атом» равнозначны.Однако молекулы некоторых других простых веществ состоят их трех и более атомов, например, молекулы озона фосфора паров серы при невысоких температурах

Необходимо помнить, что коэффициенты, стоящие перед химическими знаками или формулами, обозначают не только количество вещества атомов в молекуле, но и количество молей вещества, участвующих в реакции. Поэтому уравнение реакции между газообразными веществами можно записать следующим образом.

Если объёмы газов, участвующих в реакции и образующихся в результате, сократить на 22,4, то объемное отношение газов можно выразить в обычных целых числах: в первом реакции - 1:1:2, во второй реакции - 2:1:2.

Таким образом, реакции между газообразными веществами подчиняется определенным законом:

• При неизменном давлении объемы газов, вступающих в реакцию и образующимся в результате реакции, соотносятся друге другом посредством маленьких целых чисел.

В уравнениях реакций коэффициенты показывают количество объемов веществ, вступающих в реакцию и образующих в результате реакции.
 

Объемная доля газов — величина, равная отношению объема какого-то вещества в смеси к объему всей смеси

Например, при нормальных условиях дана смесь газов, состоящая из 2л водорода,3 литра кислорода, б литров аммиака и 8 литров угарного газа.

Необходимо найти объемную долю газа кислорода. Для этого сначала найдем общий объем смеси газов:
2 л+3 л +6 л+8 л= 19 л

Следовательно, объемная доля кислорода равна 15,7%.

Пример №29

Относительная плотность газа по водороду 35,5. Определите относительную плотность этого газа по воздуху.
 

Решение. Зная относительную плотность газа по водороду находим молярную массу газа.
М = 235,5= 71г/моль
Молярная масса воздуха округленно равна 29г/моль. Находим относительную плотность газа по воздуху.

Ответ: 2,448
 

Пример №30

Относительная плотность газа по метану 2. Определите относительную плотность этого газа по гелию.
 

Решение.
1)    Найдём сначала молярную массу газа:
М = 16  D                 М=162 = 32г/ моль
2)    Находим относительную плотность газа по гелию:

Ответ: 8
 

Пример №31

При нормальных условиях газ массой 0,717г занимает объем 0,365л.Найдите молярную массу газа.
 

Решение: 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем
22,4 л это называется молярным объемом газов. Отсюда следует:
0,717 г ...   0,365 л
х ..... 22,4 л                   х= 44 г/моль
Ответ: 44 г/моль
 

Пример №32

Какую массу будет иметь аммиака объемом 15л при нормальных условиях? Определите количество вещества газа в этом объеме.
 

Решение. Молярная масса азота равна 17г/моль.
1 моль - 17 г/моль = 17 г аммиака при нормальных условиях
1 моль - 22,4 моль/л = 22,4 л
Составляем пропорцию:
(занимает при н.у)
(занимает при н.у)
х=11,38 г и 0,67
Ответ: 11,38 г и 0,67 моль

Пример №33

Определите относительную плотность газа этилена по водороду и воздуху.
 

Решение: Находим молярную массу этилена.

Ответ: Плотность по водороду равна 14, а по воздуху 0,965.

Эквивалент

Эквивалент означает «равнозначность». Во всех химических реакциях вещества взаимодействуют друг с другом строго в соответствии с их эквивалентными массами.

Для вычисления эквивалентной массы элементов (Е) атомную массу элемента (А) делим на его валентность (V):

Е - эквивалент
А - атомная масса
V - валентность

Теперь найдем эквивалентную массу для кислорода

Атомная масса элемента кислорода равна 16, а валентность равна 2 (О = О).


Найдем эквивалентную массу водорода:

Атомная масса и валентность водорода равны 1. Значит его эквивалентная масса равна 1.

Эквивалентностью элемента называется такое его количество, которое связывается с 1 молем атомов водорода или может заместить такое же его количество при химической реакции.

Стоит отметить, что один и тот же элемент может иметь не одну, а несколько эквивалентных масс. Так, в оксидах серы эквивалентная массы серы разная, так как валентность серы имеет разные значения (IV и VI соответственно).

Рассчитаем эквивалентную массу серы в
Атомная масса серы равна 32, а валентность (IV)

В валентность S равна 6, а атомная масса равна 32

Значит сера имеет разные значения эквивалентной массы в составе и (8 и 5,33)
 

Рассмотрим вычисление эквивалентной массы простых и сложных веществ:

1.    Эквивалентная масса простых веществ выражается как отношение их атомных масс к их валентностям. Например:

Находим эквивалентную массу хлора:
Атомная масса хлора равна 35,5 а валентность равна 1 (Cl-Cl).
(Примечание: галогены проявляют валентность равный 1)

Вычислим эквивалентную массу для азота в составе
Атомная масса азота равна 14, а валентность равна 3 (N=N).

2.Эквивалентная масса иона равна отношению массы катиона или аниона его заряду. Например:

3. Для нахождения эквивалентной массы оксида его молярную массу делим на произведение индекса элемента и его валентности.

- эквивалентная масса оксида;
- молярная масса оксида;
n - индекс элемента;
V - индекс валентности.
 

Вопрос: Определите эквивалентную массу

Сначала находим молярную массу оксида (27-2+16-3=102)
Валентность алюминия III, а индекс равен 2.

 

Вопрос: Определите эквивалентную массу СаО.

Или, сложив эквивалентные массы кальция и кислорода, мы можем найти эквивалентную массу оксида.

4. Для определения эквивалентной массы кислоты нужно молярную массу кислоты разделить на основность (число атомов водорода, способных замещаться атомами металла) этой кислоты.

- эквивалентная масса кислоты;
- молярная масса кислоты
n (Н) - число атомов водорода, замещающихся на атома металла.
 

Вопрос :Определите эквивалентную массу

Сначала находим молярную массу кислоты (2 + 32 + 16 • 4 = 98). двуосновная (в химических реакциях 2 атома водорода замещаются атомами металла) кислота

5. Для определения эквивалентной массы основания нужно молярную массу разделить на число гидроксильных групп в его составе.

- эквивалентная масса основания;
- молярная масса основания;
n (ОН) - число групп ОН.
 

Вопрос : Определите эквивалентную массу 

Сначала находим молярную массу основания (40+17-2=74).
В составе число гидроксильных групп равно 2.

или 

6 Для нахождения эквивалентной массы соли молярную массу соли делим на произведение индекса катиона(металл) и его валентности.

- эквивалентная масса соли
— молярная масса соли

n - индекс металла(катионный)
V - валентность металла (катион)
 

Вопрос: Определите эквивалентную массу

Сначала находим молярную массу соли А12(5О4)з (27-2+96-3=342).
Валентность алюминия равна III, а индекс равен 2.

или

Все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах. Это в свою очередь позволяет определить количество исходных и конечных веществ в реакциях. Например для нейтрализации кислоты было израсходовано 0,2 г/экв щелочи, значит кислоты тоже было 0,2 г/экв.
 

Закон эквивалентов гласит, что взаимодействие различных веществ происходит в соответствии с их эквивалентностью. Из этого вытекает, что соотношение масс взаимодействующих веществ равно соотношению их эквивалентных масс.

-масса;
- эквиваленты;
 

Эквивалентный объем

Это объем газа, масса которого равна эквивалентной массе.

Эквивалентный объем веществ можно найти исходя из эквивалентных масс этих веществ.

Например 2 г (1 моль) водорода при нормальных условиях занимает 22,4 л объема. Эквивалентная масса водорода равна 1, следовательно, эквивалентный объем равен 11,2 л

 

Найденное значение является эквивалентным объемом водорода.

Таким же образом можно вычислить эквивалентный объем для кислорода.
32 г (1 моль) при н.у. занимает 22,4 л, а эквивалентная масса равна 8. Находим какой объем будет занимать данная масса (8).

Значит эквивалентный объем кислорода равен 5,6 л

Пример №34

20 г NaOH полностью прореагировало с 24,5 г неизвестной кислоты. Определите эквивалентную массу кислоты.

Сначала определим эквивалентную массу щелочи NaOH:

- эквивалентная масса;
- молярная масса;
n - число групп ОН.
Если 20 г гидроксида натрия прореагирует с 24,5 г кислоты , то какая масса кислоты нейтрализуется с 40 г щелочи.

Ответ: 49
 

Пример №35

При взаимодействии 4,32 г металла с хлором образовалось 21,36 г хлорида этого металла. Определите эквивалентную массу металла.
 

Решение задачи: эту задачу решим, пользуясь законом эквивалентов:

- масса вещества;
- эквивалент вещества.
Сначала отняв от массы полученного хлорида массу металла, определим массу исходного хлора:
21,36- 4,32= 17,04 г хлора
Массы хлора и металла определены, исходя из которых, можем найти эквивалентную массу металла:

Ответ: 9 г
 

Пример №36

При разложение 15 г карбоната двухвалентного металла образовалось 8,4 г оксида металла. Определите эквивалентную массу металла.
 

Решение задачи: сначала напишем уравнение реакции:

Задачу решим с помощью уравнения, воспользуясь формулой закона эквивалентов.

Значения m  = 15 г и m (МеО) = 8,4 г в уравнении, приведены в условии задачи.

Обозначим массу Me в составе Е через х, а эквивалентная масса иона Теперь в уравнение вместо Е подставляем х+ 30.
В составе Е (МеО) эквивалентную массу Me обозначим через х, а эквивалентная масса кислорода равна 8, следовательно в уравнение вместо Е (МеО) подставляем х+8:

Находим значение х:

х, т.е эквивалентная масса Me равна 20.
Ответ: 20
 

Пример №37

Для полного окисления 54 г металла израсходовано 48 г кислорода. Определите металл
 

Решение задачи: Если 54 г Me прореагирует с 48 г кислорода, то какая масса металла окисляется с 8 г кислорода.

Стало известно, что эквивалентная масса Me равна 9 г:

9 • 1= 9 г (1 -валентный металл с атомной массой равной - 9, не существует)

9 • 2= 18 г (2 -валентный металл с атомной массой равной - 18, не существует)
9 • 3= 27 г (3 - валентный металл с атомной массой равной - 27 - это Аl)

Уравнение Менделеева - Клапейрона

В химических реакциях газообразные вещества участвуют в качестве исходного вещества или продукта реакций. При решении многих задач по химии, газы рассматривают в нормальных условиях. Под нормальными условиями понимают:

• Температура 0 °C (по шкале Цельсия), или 273 К (по шкале Кельвина).
• Давление 101,325 КПа (101325 Па) или 1 атмосфер или 760 мм ртутного столба.

Но реакции с участием газообразных веществ не всегда протекают в нормальных условиях. Поэтому нужно освоить навыки решения задач в условиях, отличных от нормальных. Для этого используют уравнение состояния идеального газа ( уравнение Менделеева - Клапейрона).

• P - давление (кПа)
• V - объём (л)
• n - количество вещества (моль)
• R - универсальная газовая постоянная = 8,31
• Т - температура (К)

В этой формуле температуру выражают по шкале Кельвина. Если в задаче температура дана в Цельсиях , то нужно перевести это значение в Кельвины.

Для этого воспользуемся следующей формулой:

Т = t + 273

• Т - Температура по шкале Кельвина
• t - Температура по шкале Цельсия

При выражении давления в КилоПаскалях универсальную газовую постоянную берем как 8,31. Если давление берем в атмосферах, то значение для R тоже меняется, те., становится равным 0,082 (8,314:101,325=0,082).

Если давление в задаче дано в мм рт.ст., то это значение переведем в атмосферы и продолжаем решать задачу (760мм.рт.ст=1атм).

Для нахождения количества вещества (n) нужно массу (m) разделить на молярную массу (М).

В вышеуказанную формулу Менделеева -Клапейрона подставляем выражение для количества вещества:

Для удобства напишем формулу в следующем виде:
PVM = mRT

Пример №38

Определите объем кислорода массой 12,8 г при давлении 166,2 кПа и температуре - 73° С.
 

Решение задачи : Формулу Менделеева - Клапейрона преобразуем для нахождения объема:

PV= nRT 
Сначала находим количество вещества кислорода:

Подстваляем в формулу данные по условии задачи:
Т = 273 + (-73°С) = 200 К

Ответ: 4 л
 

Пример №39

При каком давлении 14 г угарного газа .находящийся при температуре 47 °C занимает объем равный 10 л?
 

Решение задачи: Формулу Менделеева - Клапейрона преобразуем для нахождения давления
PV= nR 
Сначала находим количество угарного газа:

Теперь подставляя в формулу нужные значения, находим давление:

Т = 273 + 47°С = 320°К

Ответ: 132,96 кПа
 

Пример №40

При какой температуре (С°) 1 моль оксида углерода (IV), находящийся под давлением 2 атм., занимает 12,3 л объема ?
 

Решение задачи: Формулу Менделеева - Клапейрона преобразуем для нахождения температуры:
PV= nRT  
Теперь, подставляя в формулу нужные значения, находим температуру:

Р = 2 атм 101,325 кПа = 202,65 кПа

Так как в условии задачи температуру спрашивают в Цельсиях, от 300 К отнимаем 273 и находим ответ:
t = 300K-273 =27 °C
Ответ: 27 °C
 

Пример №41

При какой температуре газ с молярной массой 32 г/моль и массой 12 г при давлении Па , занимает объем равный 1 л.
 

Решение задачи: запишем данные задачи.

V= 1 л
m = 12 г
М = 32 г/моль
R = 8,3 1 мл К «моль
PV = nRT


Из вышеуказанной формулы выводим выражение для температуры.

Ответ: 369 °C
 

Пример №42

При давлении 207,75 кПа и температуре 27 °C 42,5г неизвестного газа занимает объем равный 30 л. Определите неизвестный газ
 

Решение: Сначала по формуле Менделеева -Клапейрона находим количество газа:
Т = 273 + 27°С = 300 К

Исходя из массы и количества газа находим его молярную массу:

Газ с молекулярной массой 17 г/моль это
Ответ:
 

Пример №43

Найдите число молекул 4,155 л азота при давлении 150 кПа и температуре 27 °C.
 

Решение задачи. Сначала по формуле Менделеева - Клапейрона выводим формулу для нахождения количество газа:
PV = nRT 
Теперь подставляя данные, находим количество азота:
Т = 273 + 27°С = 300° К

Находим число молекул:


Ответ:
 

Пример №44

Определите число атомов в составе 7 л метана при давлении 124,65 кПа и температуре 77 °C.
 

Решение задачи: Сначала по формуле Менделеева - Клапейрона находим количество газа:
Т = 273 + 77°С = 350 К

Находим число молекул:

= молекула метана содержит 5 атомов

Ответ:

Слабые и сильные электролиты

В 1887 году С.Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации.
Современная интерпретация этой теории следующая:

1. Электролиты при расплавлении или растворении в воде распадаются на ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

2. Под воздействием электрического тока положительно заряженные частицы двигаются к катоду , а отрицательно заряженные к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные анионами.

3. Диссоциация обратимый процесс. Противоположно заряженные ионы, образованные в результате диссоциации, взаимодействуют друг с другом с образованием исходной молекулы. Этот процесс называется ассоциацией.

Прежде чем получить понятие об электролитах и неэлектролитах, рассмотрим следующий эксперимент. Для этого нам понадобится прибор указанный на рисунке.(Два металлических или угольных электрода помещают в раствор хлорида натрия и соединяют с источником тока. В результате лампочка загорается и это свидетельствует о том, что раствор хлорида натрия проводит электрический ток.

Если разбавить раствор то яркость лампочки остается прежней. Одинаковый результат получим (лампочка загорится ярко) и с растворами NaOH, НС1, КС1, КОН, лампа продолжает гореть.

При проведении эксперимента с концентрированными растворами - лампочка не загорится ,а если разбавить эти растворы то лампочка загорится. По мере разбавления яркость лампочки становится больше. Значит, только при сильно разбавленных растворах вышеуказанных веществ происходит диссоциация, в результате чего они проводят электрический ток.

Если измерить электропроводность растворов разных веществ, но одинаковой концентрации, то можно понять, что способность диссоциировать у них разная.

Например 0,1 М растворах NaOH, КОН, НС1, большая часть молекул подвергается диссоциации, тогда как в 0,1 М растворах 0,1 М диссоциации подвергаются незначительная часть молекул.

По способности проводить электрический ток вещества делятся на 2 группы.

1. Электролиты.
2. Неэлектролиты.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. К ним относятся растворимые в воде соли, кислоты и щелочи.

Электролиты только при растворении в воде или при расплавлении проводят электрический ток. В кристаллическом состоянии они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Вещества растворы или расплавы которых не проводят электрический ток называются неэлектролитами.

К ним относятся дистиллированная вода, метан, углекислый газ, сахар, спирты, вещества с неполярной ковалентной связью.

Степень диссоциации. Полные и сокращенные ионные уравнения.

На прошлых занятиях мы доказали, что электрический ток, проведенный через растворы с разной концентрацией, по разному разделяет их на ионы. То есть, в растворах хлорида натрия с разными концентрациями яркость лампочки не меняется, тогда как, при проведении электрического тока через концентрированный раствор уксусной кислоты лампочка не загорается, но при разбавлении яркость повышается. Это показывает, что в растворах молекулы не всегда полностью распадаются на ионы.

На основе опыта, можно прийти к следующему выводу:

1. Некоторые электролиты вне зависимости от концентрации полностью распадаются на ионы. К таким электролитам относятся вещества с ионной кристаллической решеткой.
2. Малодиссоциируемые электролиты диссоциируют при разбавлении их растворов.
3. Отношение количества диссоциированных молекул на количество общих молекул называется степенью диссоциации и обозначается через (альфа)

• - степень диссоциации;
• n - количество диссоциированных молекул;
• N - общее количество молекул в растворе.

Представим, что в водном растворе из 1 моль серной кислоты половина молекул подверглась диссоциации, исходя из вышеуказанной формулы можно вычислить степень диссоциации.

Иногда степень диссоциации выражается в процентах

Электролиты условно делятся на 3 группы

1. Слабые электролиты:
2. Электролиты средней силы:
3. Сильные электролиты: ильный электролит

 

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры.
 

Ионообменные реакции

Реакции, протекающие в растворах электролитов, происходят при участии ионов, полученных из этих электролитов. При составлении уравнений ионообменных реакций сильные электролиты пишем в диссоциированном виде, тогда как формулы слабых электролитов, плохо растворимых и газообразных веществ пишутся в молекулярном виде.
 

1.    Реакции, протекающие с образованием осадка:
(молекулярное уравнение)
(полное ионное уравнение)
(сокращенное ионное уравнение)

2.    Реакции, протекающие с образованием газообразного вещества:

 

3.    Реакции, протекающие с образованием малодиссоциирующего вещества:

 

4.    Реакции, протекающие с одновременным образованием осадка, газообразного вещества и малодиссоциируемого вещества:

 

Пример №45

Рассчитайте количество ионов хлора в растворе если количество недиссоциированных молекул равно 50 (=80%)
 

Решение задачи: Степень диссоциации равно 80%. Это значит из 100% молекул только 80% распадаются на ионы а остальные (100-80=20) 20% не диссоциируются.
                                           Общие молекулы (100%)

 

Если 50 недиссоциированных молекул составляют 20% то нам нужно найти сколько диссоциированных молекул приходятся на 80%
80 %   ...  20 %
х  ...    50 молекул
 растворенных молекул

Теперь напишем процесс диссоциации хлорида кальция

Если из 1 молекулы соли образуется 2 иона хлора то из 200 молекул образуется х ионов хлора:

Значит в растворе образовалось 400 ионов хлора
Ответ: 400
 

Пример №46

Определите количество нитрит ионов в 3 л 0,4 М растворе азотистой кислоты ( =0,5%)
 

Решение задачи: Воспользуясь объемом и молярной концентрацией раствора определим количество азотистой кислоты:

Если 1,2 моля азотистой кислоты составляют 100% то определим количество диссоциированных молекул, которые составили 0,5%:

распались на ионы

Теперь напишем процесс диссоциации азотистой кислоты:
Если из 1 образуется 1 из 0,006 молей образуется 0,006 моля

Определим число ионов:

Ответ:

 

Гидролиз солей и среда растворов

Соли в большинстве случаев образуются в результате реакций между основаниями и кислотами. Гидролизом называется химическое взаимодействие солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Если рассматривать соли как продукт взаимодействия оснований и кислот, то их можно разделить на 4 типа:
 

Гидролиз - это образование слабого электролита из взаимодействия ионов, образующихся при растворении солей, в воде.

Теперь разберем гидролиз солей относящихся вышеназванным группам:
 

1.    Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием называется гидролизом по катитону:

или

При этом образуются слабые электролиты гидроксид аммония и гидроксид магния. Из сокращенной ионной уравнении видно, что в растворе в избытке появляются ионы водорода, среда становится кислой.

2.    Гидролиз соли,образованной слабой кислотой и сильным основанием называется гидролизом по аниону.

В результате взаимодействия ацетат иона с водой образуется слабый электролит (уксусная кислота). В растворе идёт накопление гидроксид ионов, что способствует установлению щелочной среды.
 

3.    Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием называется гидролизом и по катиону и по аниону

В результате гидролиза ацетата аммония слабые электролиты образовались и из катиона из аниона Среда раствора будет нейтральной.
 

4.    Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. при взаимодействии с водой не образуют слабых электролитов.

Следует отметить, что практически нерастворимые в воде вещества не подвергаются гидролизу. Например не взаимодействует с водой, следовательно, не подвергается гидролизу.
 

Гидролиз солей зависит от температуры, концентрации раствора и среды раствора.

Гидролиз солей зависит то температуры, концентрации и среды раствора. Процесс гидролиза ускоряется при повышении температуры, а при понижении замедляется. Например, при высокой температуре продукты питания быстро портятся. Этому способствуют именно процесс гидролиза. Чтобы замедлить этот процесс продукты хранят в холодильниках.

Чем больше количество воды в растворах солей, тем быстрее соль подвергается гидролизу. Из этого вытекает, что путем разбавления раствора можно ускорить процесс гидролиза. Для того, чтобы замедлить его, нужно уменьшить концентрацию воды в растворе.

Если в результате гидролиза среда раствора становится щелочной, для того чтобы ускорить реакцию нужно добавить кислоту для связывания
образованной щелочи. При этом щелочи становится меньше и скорость реакции увеличится. Например среда раствора щелочная, для ускорения гидролиза в раствор нужно добавить 1-2 капли уксусной кислоты или раствора Для замедления реакции добавляем NaOH или

 

Водородный показатель (pH)

Вода очень слабый электролит, который при незначительном количестве распадается на ионы водорода и гидроксида. Этот процесс выглядит следующим образом:
Равное количество ионов водорода и гидроксида обеспечивает нейтральную среду раствора.

Если концентрация ионов водорода будет больше то раствор будет иметь кислую реакцию. Если будет больше ОН ионов, то среда будет щелочной. В химии среда раствора выражается по следующей таблице. Эта таблица основана на концентрации ионов и выражается через pH
Рн

В медицине показатель pH имеет особое значение. pH показатель жидкостей в живом организме имеет следующие значения: pH крови равен 7,4 , pH желудочного сока 1,5-2, pH слюны б,8-7,4. Отклонение pH от этих значений говорит о патологическом состоянии организма.

Реакция некоторых солей на индикаторы

Растворы

Если мы положим в одну из Зх пробирок с водой сахар, во вторую NaCl и в третью то через определенное время можно наблюдать изменение физико-химических свойств воды. Например, вода в которую положили кусочки сахара приобретает сладкий вкус, вода с солью будет иметь соленый вкус, а перманганат калия воде предаст розовый цвет. В результате этого меняются цвет , вкус, плотность, температура замерзания и другие свойства воды. Несмотря на прозрачный цвет смесей (с солью и сахаром) как у воды, их нельзя считать обычной водой. Эти смеси называют растворами. Так как сахар, соль и перманганат калия растворили в воде их называют растворенными веществами, а воду растворителем.

Давайте рассмотрим процессы имеющие место в нашем эксперименте. Сначала у нас в Зх пробирках находилась чистая вода. Затем в первую из них мы положили сахар и перемешали. В результате кристаллы сахара стали невидимыми. Причиной этому является то, что под воздействием молекул растворителя сахар распадается до мельчайших единиц (молекул), которые равномерно распределяются между молекулами воды. В результате поверхностная граница, разделяющая вещества друг от друга, исчезает и такие системы называются гомогенными.

В пробирке с хлоридом натрия протекает точно такой же процесс. Под действием молекул воды NaCl диссоциируется на ионы Молекулы воды окружают эти ионы и образуются гидратированные ионы, которые равномерно распределяются и образуют единый раствор.

В третьей пробирке с протекают точно такие же процессы, и мы не сможем отличить молекулы растворителя и растворенного вещества.
Значит в гомогенной системе молекулы или ионы растворенного вещества равномерно распределяются по поверхности растворителя и тем самым обеспечиваются одинаковые физические свойства и состав раствора.
 

Раствор - гомогенная система(одинаковые физические и химические свойства по всей поверхности), образованная в результате взаимодействия молекул растворителя и растворенного вещества.

Мы в повседневной жизни каждый день сталкиваемся с растворами. Например, чай которого повседневно употребляем, может стать ярким примером раствора. В данном случае растворитель вода. А роль растворенного вещества выполняет не лепестки чая, а вещества дающие цвет и вкус чаю. В качестве другого примера возьмем натуральные воды. Горные и родниковые воды или воду в наших кранах нельзя считать химически чистой. Потому что растворенные соли в составе этих вод придают ей определенный вкус. Поэтому будет правильным называть их растворами. Только дистиллированная вода считается химически чистой и не имеет вкуса.

Растворы нельзя рассматривать только как смесь растворителя и растворенного вещества. Растворы по свойствам стоят в промежутке между смесями и химическими соединениями. Точнее:

• Растворы подобно смесям в своем составе имеют несколько веществ и тем самым отличаются от химических соединений.
• Непостоянство состава приближает их к смесям и отдаляет от химических соединений

В растворах происходит равномерное распределение молекул растворителя и растворенного вещества и состав раствора в любой части одинаковый. Этим свойством они похожи на химические соединения и отличаются от смесей (смеси не имеют одинакового состава по всей поверхности).

• Химическое соединение имеет свой определенный химический состав, физические свойства (плотность, температура плавления и замерзания).

Растворы можно разбавлять добавлением растворителя и концентрировать добавлением растворенного вещества. В результате меняются соотношения веществ в растворе что в свою очередь ведет к изменению плотности, температуры плавления и замерзания раствора. Увеличение количества растворенного вещества ведет к увеличению плотности и уменьшению температуры замерзания раствора.

• Изменение температуры химических соединений влияет на их агрегатные состояния, но при этом их состав не меняется. Состав раствора может меняться в результате изменения температуры. Например, если нагреть раствор соли, то вода улетучивается, а если продолжить процесс долгое время в конце может остаться только соль.
• Процессы протекающие при образовании растворов приближают их к химическим соединениям и отдаляют от смесей. Например, при образовании растворов наблюдаются уменьшение объема, выделение или поглощение тепла. Поэтому растворы не рассматриваются просто как смесь растворителя и растворенного вещества, а как физико-химический процесс.

Это все изображено в следующей таблице:

Растворы имеют большое значение в жизни человека. Переваривание питательных веществ в организме происходит в результате перехода их в растворы. Питательные вещества под воздействием ферментов растворяются и распадаются на молекулы. Этим способом облегчается всасывание молекул в кишечнике

Такие жидкости как кровь,лимфа играют важную роль в жизнедеятельности организма и относятся к водным растворам.
При протекании химических реакций растворы играют важную роль. Многие реакции осуществляются в растворах. Потому что именно в растворах вещества распределены на молекулы и легче реагируют между собой.

Растворимость веществ

Способность веществ растворяться в растворителях называется растворимостью.

В повседневной жизни мы видели образование растворов путем растворения веществ. Например мы видели как растворением поваренной соли получают соленую воду, растворяя сахар в воде - сладкую, а раствор йода в спирте получают путем растворения кристаллов йода в спирте.

Вещества не растворяются в растворителе в бесконечном количестве, а существует определенный предел. Для выражения этого предела нужно знать такое понятие как коэффициент растворимости.

Максимальная масса вещества растворенного в 100 гр растворителя в определенной температуре называется коэффициентом растворимости (растворимость). Коэффициент растворимости обозначается буквой S. Например, растворимость хлорида натрия при 20 °C равна 36 и это выражается как S (20 °C) = 36

Вещества по способности растворятся в воде делятся на 3 группы:

1. Хорошо растворимые вещества: (в 100 г растворителя растворяется больше 10 г). КСl, сахар, спирт, газы (НСl,
2. Малорастворимые: (в 100 г растворителя растворяется меньше 10 г). бензин, газы
3. Практически нерастворимые вещества: (в 100 г растворителя растворяется 0,01 г или меньше ) золото, серебро, медь.

Способность растворятся зависит от некоторых факторов: например, от природы вещества и температуры.
 

У большого количества твердых веществ растворимость увеличивается с повышением температуры, так как растворение этих веществ происходит с поглощением теплоты. Поэтому повышая температуру можно увеличить растворимость.

Например: если мы положим ложку соли в воду и перемещаем, то соль медленно начинает растворятся, а нерастворившаяся часть оседает на дне стакана. Если мы точно такое же количество соли положим в стакан с горячей водой, то растворение протекает намного интенсивнее. Из этого вытекает что растворимость твердых солей прямо пропорционально и зависит от температуры и с ее повышением больше соли растворяется в растворителе.
 

Растворимость газообразных веществ отличается от растворимости твердых веществ. То есть с повышением температуры их растворимость уменьшается. При понижении температуры растворимость увеличивается.

Например: возьмем стакан воды и положим его в холодильник(t°= 3 °C). Через 30 минут стакан с водой оставляем при комнатной температуре(t°= 20-25 °C). Через некоторое время можем наблюдать за появлением маленьких пузырьков в стакане. Это означает что газы которые растворились в воде при низкой температуре начали обратно переходить в газообразное состояние при высокой температуре.
 

На растворимость газообразных веществ влияет и давление. С увеличением давления растворимость газов увеличивается, а с уменьшением давления растворимость уменьшается.

Влияние давления на растворимость газов можно наблюдать на примере водолаза. Чем глубже ныряет водолаз, тем больше увеличивается количество растворенных в крови газов и другие). Как только водолаз начинает обратно выплывать из глубины воды, то из-за уменьшения давления газы раннее растворившиеся в крови выделяются через легкие водолаза. Поэтому выход водолаза из глубины должен быть медленным. Если водолаз будет быстро подниматься из глубины, то газы не успеют выделится через легкие и поражают кровеносные сосуды мозга и других органов. Если своевременно не оказать помощь то водолаз может погибнуть

Из-за того что газы хорошо растворимы при высоком давлении и низкой температуре, данное свойство используется при газировке напитков. Когда мы открываем бутылку, то за счет уменьшения давления и увеличения температуры, газы начинают быстро выделяться за пределы бутылки.
Вышеуказанные примеры утверждают что растворимость газов зависит прямо пропорционально давлению и обратно пропорционально температуре.

Для определения растворимости вещества в стакан наливают 100 гр дистиллированной воды, измеряют температуру и добавляя немного вещества
перемешивают. Если вещество полностью растворится то добавляют еще вещество и перемешивают. Добавление вещества продолжается до момента когда избыточное количество вещества осядет на дне стакана. Затем вычисляют какая масса вещества растворилось в 100 гр воды и эта масса называется коэффициентом растворимости данного вещества при данной температуре. Полученный раствор называется насыщенным.

По количеству растворенного вещества растворы бывают:

1. Насыщенный раствор
2. Ненасыщенный раствор
3. Пересыщенный раствор

Раствор, в котором при данной температуре нельзя растворить больше растворенного вещества называется насыщенным.
Если при данной температуре можно растворить еще, некоторое количество растворенного вещества то, такой раствор называется ненасыщенным. Количество вещества в ненасыщенном растворе всегда меньше чем количество вещества в насыщенном растворе данного вещества при такой же температуре. Обычно мы работаем именно с ненасыщенными растворами.
 

В пересыщенных растворах количество растворенного вещества оказывается больше чем в насыщенном растворе данного вещества при данной температуре.

Например: растворимость хлорида аммония при 20 °C равна 37,2 гр и при 30 °C равна 41,4 г S(20°C) = 37,2 S(30°C) = 41,4

Если при 20° в 100 гр воды положить 35 г и перемешать то соль быстро растворится и образуется ненасыщенный раствор при данной температуре.

Если сюда же добавить 2,2 гр и перемешать то образуется насыщенный раствор при 20°;

Если мы добавим в этот же раствор при 20° 4,2 гр и перемешиваем то соль не растворится и избыточное 4,2г соли выпадает в осадок: (примечание: при 20° в 100 гр воды растворится 37,2гр соли)

Теперь, чтобы растворить 4,2 гр соли нагреваем раствор. Когда температура достигнет до 30° то 4,2 гр соли растворится и образуется насыщенный раствор для 30°:

Когда мы перестанем нагревать раствор то он начинает охладевать до прежней температуры. Когда охладится до 20°, то избыточные 4,2 г соли (растворенные при 30°) находятся в составе раствора.

Этот раствор называется пересыщенным, так как содержит больше соли чем то количество, которое считается максимальным при 20°. Этот раствор очень нестабильный, поэтому при каком либо механическом воздействии извне (перемешивание, трение стеклянной палочкой об стенки сосуда) сразу выпадает 4,2 г соли в осадок, и вновь образуется насыщенный раствор.

Пример №47

При растворении 148 г в 200 г воды при 20 °C образуется насыщенный раствор, определите коэффициент растворимости данной соли при 20 °C.
 

Решение задачи

В 200 гр воды растворилось 148 гр и образовался насыщенный раствор. (количество соли соответствовало коэффициенту растворимости данной соли).

Значит в 200гр воды растворилось 148 г соли и нужно определить массу соли которая растворится в 100 г воды (коэффициент растворимости считается при 100 г растворителя).

Растворитель растворенное вещество  Насыщенный раствор
200 г воды 148 г  348 г раствор
100 г воды х г

Значит в 100 г воды при 20 °C растворится 74 гр и это значение называется коэффициентом растворимости.
Ответ: 74 г
 

Пример №48

Сколько гр растворится в 500 г воды с образованием насыщенного раствора если при 25 "С коэффициент растворимости данной соли равна 91,6.

Решение задачи:

Растворимость (максимальная масса соли которая растворится в 100 г воды) равна 91,6 г. Для образования насыщенного раствора в 100 г нужно добавить 91,6 г соли то сколько г соли нужно добавить в 500 г воды для образования насыщенного раствора:
Растворитель  Растворимое вещество насыщенный раствор
100 г воды  91,6 г  191,6 г раствора
500 г воды х г

Значит в 500 г воды нужно растворить 458 г для образования насыщенного раствора при 25 °C.
Ответ: 458 г
 

Пример №49

Найдите массу воды в которой нужно растворить 144 г для образования насыщенного раствора, если при 80 °C коэффициент растворимости данной соли равна 45.
 

Решение задачи:

Растворимость (максимальная масса соли которая растворится в 100 г воды) равна 45. Для образования насыщенного раствора в 100 г нужно добавить 45 г соли то сколько грамм воды нужно для растворения 144 г соли:
Растворитель Растворимое веществонасыщенный раствор
100 г воды45 г 145 г раствора
X144 г

Растворением 144 гр в 320 гр воды можно получить насыщенный раствор при 80 °C
Ответ: 320 г
 

Пример №50

Сколько грамм КCl нужно добавить в ненасыщенный раствор, полученный растворением 70 г КСl в 350 г воды для получения насыщенного раствора при 20 °C, если коэффициент растворимости данной соли равен 34?
 

Решение задачи:
Растворимость КСl (максимальная масса соли которая растворится в 100 г воды) равна 34. Если для образования насыщенного раствора в 100 г воды нужно добавить 34 г соли, то сколько грамм соли нужно растворить в 350 г воды:
Растворительрастворимое вещество насыщенный раствор
100 г воды34 г КСl 134 граствора
350 г воды х г   

 
Значит при 20 °C в 350 г воды растворится 119 г соли с образованием насыщенного раствора. Сначала было растворено 70 гр соли в 350 г воды. Необходимая масса соли, которую еще нужно добавить, равна (119-70=49) 49 г. После добавления 49 г КCl можно получить насыщенный раствор из ненасыщенного.
Ответ: 49 г
 

Пример №51

Сколько грамм соли выпадет в осадок при охлаждении 336 г насыщенного раствора при 100 °C до 25 “С
 

Решение задачи:
При охлаждении раствора с 100 °C до 25 °C растворимость составит 10,5 и нерастворенная часть соли выпадет в осадок. Разность масс растворенной соли при высокой (34,4г) и низкой (10,5г) температуре является массой осадка.
Растворимость при 100 °C равна 34,4, в 100 г воды растворится 34,4 г соли. Масса насыщенного раствора (100+34,4=134,4) 134,4 г.

Когда раствор 100 °C охлаждается до 25 °C, растворимость составляет 10,5, нерастворенная соль в растворе, выпадает в осадок. Если мы от количества первоначально растворенной соли (34,4 г) отнимем - массу соли (10,5 г) образованную после охлаждения, мы можем найти, массу соли в осадке.

34,4 - 10,5=23,9 г осадка.

При охлаждении 134,4 г раствора, приготовленного при 100 °C, до 25 °C, выпадет 23,9 г осадка, а при охлаждении 336 г раствора выпадает сколько г (х) осадка?
Насыщенный раствор (100 °C)   соль выпадает в осадок
134.4 г  23,9 г 336.23,9

336 г х

При охлаждении 336 г раствора из 100 °C до 25 °C выпадет в осадок 59,75 г

Ответ: 59,75 г.

Концентрация раствора и способы её выражения

Значение, выражающее массу или количество вещества, растворенного в определенной массе или в определенном объеме раствора, называют концентрацией раствора.

Если в растворе количества растворенного вещества много, а воды мало то такие растворы называют концентрированными. Концентрированные растворы имеют большую плотность, подвижность или вязкость их низка. Из-за малого количества растворенного вещества в низко концентрированных, то есть в разбавленных растворах, плотность, подвижность и вязкость раствора будут близки таковым чистой воды. Такие понятия (выражения), как концентрированный раствор или низкоконцентрированный (разбавленный) раствор, не дают точную информацию о количестве растворенного вещества в растворе.

Познакомимся со следующими способами для точного выражения концентрации растворов:

1. Процентная концентрация
2. Молярная концентрация
3. Нормальная концентрация
    

Процентная концентрация

Процентная концентрация показывает сколько процентов составляет растворенное вещество от массы раствора. Говоря иначе, показывает, сколько граммов растворенного вещества имеется в 100 г раствора. Например, говоря 15% процентный раствор сахара, мы понимаем, что в 100 г такого раствора имеется 15 г сахара и 85 г воды.

Процентная концентрация выражается символом .

Для определения процентной концентрации раствора, масса растворенного вещества делится на общую (сумма масс растворенного вещества и растворителя) массу раствора Для выражения в процентах, полученное значение умножают на 100.

- процентная концентрация;
- масса растворенного вещества
- масса раствора
 

Пример №52

Определите процентную концентрацию (%) раствора, полученного при растворении 30 г KCl в 100 г воды.
 

Решение задачи: при растворении 30 г КСl в 100 г воды получается 130 г (30+100=130) раствора:

Пользуясь этими данными, находим процентную концентрацию раствора на основе 1-формулы:

Ответ: 23 %

Если в условии задачи дается процентная концентрация (С%) и масса раствора то массу растворенного вещества находим следующей формулой:

Если дается процентная концентрация (С%) и масса растворенного вещества то можно определить сколько грамм раствора можно получить:
          
 

Пример №53

В какой массы воды нужно растворить 50 г для получения 40%-ного раствора?
 

Решение задачи:
Если для приготовления 100 г 40 % раствора необходимо 40 г  и 60 г растворителя ( то есть вода), то сколько грамм воды необходимо для 50г найдем через пропорцию

Ответ: 75 g
 

Пример №54

Какую массу нужно растворить в 150 г воды для получение 25%-ного раствора?
 

Решение задачи:

Если известно, что для приготовления 25 % раствора необходимо 25 г растворенного вещества и 75 г растворителя (то есть вода), то найдем сколько граммов нужно растворить в 150 г

Ответ: 50 г
 

Пример №55

Сколько граммов соли и воды необходимо для приготовления 500 г 30% раствора КВr?
 

Решение задачи:

Если известно, что для приготовления 30 % раствора нужно 30 г растворенного вещества, 70 г (100-30=70) растворителя ( то есть воды), то рассчитаем сколько г соли и воды нужно для приготовления 500 г такого
раствора:  

Ответ: 150 г; 350 г

В задачах вместо массы вещества могут дать его количество. В таких случаях, перемножав количество (n) растворенного вещества на его молярную массу (М), определим массу растворенного вещества и продолжим решать задачу.
 

Пример №56

Определите процентную концентрацию (%) раствора, полученного при растворении 0,5 молей в 97 г воды.
 

Решение задачи:
Сначала найдем массу растворенного вещества:
= 106 г/моль

При растворении 53 г в 97 г воды образуется 150 г (53+97=150) раствора:

Пользуясь массой растворенного вещества и общей массой раствора, найдем процентную концентрацию раствора по 1- формуле:

Ответ: 35,33%

Если в воде растворяются вещества, вступающие с ней в реакцию (например, Na, то процентная концентрация раствора определяется по массе нового вещества, полученного в ходе реакции.
 

Пример №57

Рассчитайте процентную концентрацию (%) раствора, полученного при растворении 31 г в 69 г воды.
 

Решение задачи:
При растворении 31 г в 69 г воды образуется (31+69=100) 100 г раствора:

Являясь основным оксидом, при растворении вступает в реакцию с водой и образует NaOH.

Если известно по уравнению реакции, что при растворении 62 г в воду образуется 80г NaOH, то найдем массу NaOH, который образуется из 31 г :

Растворенным веществом в растворе после окончания реакции является NaOH, и расчет процентной концентрации ведется по массе этого вещества:

- процентная концентрация;
- масса растворенного вещества;

- масса раствора.

Ответ: 40%
 

Пример №58

Определите процентную концентрацию (%) раствора, полученного при растворении 5,6 л (н.у.) в 200 г воды.
 

Решение задачи:

Сначала, пользуясь объемом найдем его массу:

При растворении 16 г в 200 г воды образуется 216 г (16+200=216) раствора:

Являясь кислотным оксидом, при растворении в воде образует

Если известно по уравнению реакции, что при растворении 64 г в воде образуется 82 г то сколько граммов образуется из 16 г :

Растворенным веществом в растворе после окончания реакции является и расчет процентной концентрации ведется по массе этого вещества:

- процентная концентрация;
- масса растворенного вещества;
- масса раствора

Ответ: 9,4 %
 

Пример №59

Рассчитайте процентную концентрацию (%) раствора, полученного при добавлении 58,5 г калия в 100 г воды.
 

Решение задачи: Калий, являясь активным металлом, при опускании в воду реагирует с водой и образует КОН, при этом выделяется газообразный водород:

Если по уравнению реакции при реагировании 78 г К образуется 112 г КОН и выделяется 2 г газа водорода, то определим массу КОН и водорода, которые образуются из 58,5 г К:

Если при растворении 58,5 г К в 100 г воды из раствора выделяется 1,5 г водорода в виде газа, то масса раствора после реакции станет 157 г (58,5+100-1,5=157):

Растворенным веществом в растворе после окончания реакции является КОН, и расчет процентной концентрации ведется по массе этого вещества:

- процентная концентрация;
- масса растворенного вещества;
- масса раствора

Ответ: 53,5 %
 

Пример №60

Определите процентную концентрацию раствора, полученного при смешивании 200 г 5% и 500 г 20% растворов NaCl.
 

Решение задачи: при смешивании двух растворов NaCl с разными концентрациями, образуется раствор с новой концентрацией.
Найдем массу соли в каждом из растворов.
Рассчитаем массу соли в 5 % растворе массой 200 г:

Рассчитаем массу соли в 20 % растворе массой 500 г:

Теперь, суммируя массы солей первого и второго раствора, найдем массу растворенной соли в полученном растворе:
10 + 100 = 110 г растворенная соль
Массу первого раствора (200 г) прибавив к массе второго раствора (500 г) найдем общую массу полученного раствора: 200+500= 700г

Стали известны общая масса нового раствора и масса растворенного в ней соли, теперь найдем процентную концентрацию раствора по 1-формуле:

Ответ: 15,7 %

Если в какой-нибудь раствор добавляется другое вещество, сначала нужно определить, реагирует ли растворенное вещество исходного раствора с водой.
Если вещества, данные в условии задачи, реагируют друг с другом, то сначала пишется уравнение реакции. Вещество, полученное в ходе реакции, считается за растворенное вещество в растворе.

Если в ходе реакции выпадает осадок (или образуется газ), то путем вычитания от массы общего раствора массу осадка (газа) находится масса раствора. Осадок и газ не входят в состав раствора, они считаются веществами вне раствора.
 

Пример №61

Определите процентную концентрацию (%) раствора, полученного при смешивании 416 г 20% раствора и 568 г 10% раствора
 

Решение задачи: с первого раза может показаться, что это задача похожа на предыдущие, но в отличии от них, здесь смешиваются растворы двух различных веществ, то есть растворы В этом случае между растворенными веществами произойдет реакция и при этом выпадет осадок:

После окончания реакции NaCl в растворе будет в растворенном виде, и процентная концентрация раствора определяется по массе этого вещества.
Сначала в растворе найдем массу и количество растворенного вещества:

Дальше найдем массу и количество растворенного вещества в растворе

Значит, в 1-растворе 0,4 моль во втором растворе 0,4 моль были в растворенном виде, то есть мольное соотношение веществ равно 1:1. На основе уравнения реакции можем сказать, что вещества и вступающие в реакцию, были в стехиометрических соотношениях (то есть в таких количествах, которые хватили бы для полного окончания реакции).
Теперь на основе этой реакции найдем массу осадка выпадающегося в осадок в ходе реакции, и массу NaCl, который остается в растворе:





Найдем массу полученного раствора: для этого от суммы исходных растворов отнимаем массу образованного осадка.

Стали известны масса нового раствора и масса растворенного в ней соли, теперь найдем процентную концентрацию раствора по 1- формуле:

Значит, после смешивания растворов образуется 5,25% раствор NaCl.
Ответ: 5,25 %

Взаимосвязь между процентной концентрацией, массой, объемом и плотностью раствора

Во время решения задач по растворам, мы встречаемся с понятиями объем и плотность раствора.

Для определения плотности раствора необходимо разделить общую массу раствора на его объем (V) данного раствора.
(4)
 

Масса раствора  обычно измеряется в граммах(г) или килограммах(кг); объем раствора (V) измеряется в миллилитрах (мл) или литрах (л);плотность раствора (р) измеряется в величине г/мл или кг/л.

Исходя из вышеуказанной формулы, для определения массы всего раствора будем умножать плотность раствора (р) на его объем (V)
(5)

Объем (V) раствора можно найти, разделив общую массу раствора на плотность (р) раствора.
(6)

Пример №62

Определите процентную (%) концентрацию раствора объемом 200 мл (р= 1,12 г/мл), в котором содержится 44,8 г КОН.

Решение задачи: Сначала находим массу раствора, используя формулу (5):
= 224 г раствора
С помощью формулы (1) можно определить процентную концентрацию раствора:

Ответ: 20 %
 

Пример №63

Определите массу (г) растворенного вещества, содержащегося в 177,5 мл 40%-ного раствора с плотностью р= 1,2 г/мл.
 

Решение задачи: С помощью формулы (5), умножив объем раствора на его плотность определяем массу раствора:

Если общую массу раствора (213 г) принять как 100%, и составить пропорцию относительно 40%, которая показывает массовую долю растворенного вещества, мы сможем найти массу растворенного вещества.

Значит в растворе содержалось 85,2 г 

Ответ: 85,2 г.

 

Молярная концентрация

Количество или число молей растворенного вещества в составе 1 литр раствора, называется его молярной концентрацией..

Для определения молярной концентрации нужно разделить измеренное в молях количество(n) растворенного вещества на объем раствора взятого в литрах.

• - молярная концентрация (моль / л или м)
• n - количество растворенного вещества (моль)
• V - объем раствора (л)

Величиной измерения молярной концентрации служат единицы измерения как моль/литр или М (молярность). Количество растворенного вещества измеряется в молях. Объем раствора для расчета молярной концентрации должен быть переведен в литровое значение, если он ранее был измерен другой единицей измерения (мл,

Из данной формулы можно вывести формулу для определения количества (n) растворенного вещества в растворе: нужно умножить измеренный в литрах объем раствора(V) на молярную концентрацию данного раствора

А для определения объема раствора (V) (объем будет определен в литрах) нужно разделить количество вещества (n) на молярную концентрацию данного раствора.

 
 

Пример №64

0,75 моль растворили в определенном количестве воды, в результате чего образовался раствор объемом 250 мл. Определите молярную концентрацию полученного раствора.
 

Решение задачи: 0,75 моль растворен в определенном объеме воды в результате чего был получен раствор объемом 250 мл, здесь единица измерения объема не соответствует к требованиям, нам нужен объем в литрах. Переведем его в литры 250 мл : 1000 = 0,25 литра. Далее используем формулу:

Значит молярная концентрация 0,25 литрового раствора в котором содержится 0,75 моль равна к 3 моль/литр (Молярный раствор).
Ответ: 3 М

Если в данной задаче отсутствует количество(n) растворенного вещества, но указана масса растворенного вещества вещества) а также известно название вещества, нужно через простую формулу перевести массу вещества на его количество(n). Для этого мы делим массу вещества на его молекулярную массу.

 

Пример №65

Определите объем (л) 0,1 М-ного раствора, который содержит 7,3 г НСl.
 

Решение задачи: Определим количество соляной кислоты:

Далее найденное количество можно использовать в нижеуказанной формуле и найти молярную концентрацию раствора:

Ответ: 2 л
 

Пример №66

К дистиллированной воде добавили и получили 300 мл 2 М-ный раствор. Определите массу (г) использованного для приготовления данного раствора.

Решение задачи: Используя объем и молярную концентрацию раствора определяем количество (моль)

Определив количество можно приступить к определению его массы (г) с помощью нижеприведенной формулы:

Значит для образования 300 мл 2 М-ного раствора требуется взять 124,8 г соли .
Ответ: 124,8 г

Если в условиях отсутствует объем раствора, но дана масса раствора и его плотность, то можно найти объем. Для этого массу раствора нужно поделить на плотность (р) данного раствора:

Стоит учесть, что обычно, в задачах, плотность раствора дается в единице измерения г/мл.

Иногда плотность дается в единице измерения кг/литр, в таком случае нужно перевести массу раствора в килограммы, если оно уже не указано в килограммах.
 

Пример №67

Определите молярную концентрацию (моль/л) раствора с плотностью (р=1,12 г/мл), полученного растворением 36,5 г HCl в 300 г воды:
 

Решение задачи:
В начале нужно определить количество(моль) растворенного вещества:
1 моль
Теперь рассчитаем массу раствора: если в 300 гр. воды растворено 36,5
гр. НСl то получаем раствор с массой 336,5 г (300+36,5=336,5).

Используя плотность, данную в условиях задачи, находим объем раствора:

Мы нашли количество растворенного вещества и объем раствора для определения молярной концентрации раствора по формуле:

Ответ: 3,33 М

 

Нормальная концентрация

Нормальная концентрация - количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора.

Для изучения нормальной концентрации, необходимо овладеть понятием количество эквивалентов растворенного вещества и как его определить.
Количество эквивалентов растворенного вещества - отношение массы растворенного вещества (m) к его эквивалентной массе (Е).

• - эквивалентное количество вещества (г/экв.);
• m - масса растворенного вещества (г);
• Е - Эквивалентная масса растворенного вещества (экв).
   

Пример №68

Определите эквивалентное количество (г/экв) 24,5 г
Сначала рассчитаем эквивалентную массу

- эквивалент кислоты (г);
- молярная массы кислоты;
n (Н) - число водорода, который может заместится на атом металла.

Теперь мы находим эквивалент на основе этой формулы:
 0,5 г/экв
Ответ: 0,5 г/экв
 

Для определения нормальной концентрации количество эквивалентов растворенного вещества делим на объем (V) этого раствора.

• - нормальная концентрация раствора (N);
• - эквивалентное количество растворенного вещества(г/экв);
• V - Объем раствора (л).

Единицей измерения нормальной концентрации является N (нормальный раствор), объем раствора измеряется в литрах.
Для определения количество эквивалентов растворенного вещества нормальную концентрацию раствора умножаем на объем раствора (V).

Для определения объема раствора (V), количество эквивалентов растворенного вещества делим на нормальную концентрацию раствора.

 

Пример №69

Определите нормальную концентрацию 5 л раствора, содержащего 3 г/экв НСl. Отв: 0,6 Н.
 

Решение задачи:

Пользуясь значениями объема раствора и количества эквивалента растворенного вещества, определим нормальность раствора:
 
Нормальная концентрация раствора 0,6 Н.
Ответ: 0,6 И
 

Пример №70

Определите нормальную концентрацию (Н) раствора (р=1,003 г/мл), полученного при добавлении в 5000 г воды 17,1 г
 

Решение задачи:
Находим эквивалентную массу

- эквивалентная масса основания

- молярная масса основания

n - число ОН групп

Находим количество эквивалента растворенного вещества:
=
При растворении в 5000 г воды 17,1 г образуется 5017,1 г (5000+17,1=5017,1) раствора.

Нам известны значения массы и плотности раствора, пользуясь ими находим объем раствора:

Эквивалентное количество растворенного вещества делим на объем раствора и получим нормальную концентрацию раствора:
     
Нормальная концентрация приготовленного раствора равна 0,04 H.
Ответ: 0.04 Н
 

Пример №71

Определите объем (л) 0,2 Н раствора, содержащего 9,8 г
 

Решение задачи: находим эквивалентную массу

- эквивалентная масса кислоты;
- молярная масса кислоты;
n (Н) - число водорода, которое может заместиться
на атом металла.

Пользуясь массой находим её эквивалентное количество:

Эквивалентное количество делим на нормальную концентрацию этого раствора и находим объем раствора
  
Ответ: 1 л

 

Взаимосвязь процентной и молярной концентраций

Если по условии задачи известна процентная концентрация и необходимо определить молярную концентрацию раствора, произведение процентной концентрации (С%) и плотности раствора (р) умножаем на 10 и делим на молярную массу (М) растворенного вещества.

• - молярная концентрация;
• - процентная концентрация;
• М - молярная масса растворенного вещества;
• - плотность раствора.

Если по условии задачи известна молярная концентрация  и необходимо определить процентную концентрацию  раствора, произведение молярной концентрации и молярной массы (М) растворенного вещества делим на произведение плотности раствора (р) и 10.

• - молярная концентрация;
• - процентная концентрация;
• М - молярная масса растворённого вещества;
• р - плотность раствора.

С помощью этих формул можно определить молярную концентрацию, когда имеется процентная концентрация, таким же образом процентную концентрацию, когда имеется молярная концентрация.

Если в условии задачи известна процентная и молярная концентрация, по вышеуказанной формуле можно определить плотность раствора(р): произведение молярной концентрации  и молярной массы (М) растворенного вещества делим на произведение процентной концентрации и 10.

Если в условии задачи известна процентная, молярная концентрации и плотность раствора неизвестного вещества, можно определить молярную массу растворенного вещества и его название: произведение процентной концентрации (С%) и плотность раствора (р) умножаем на 10 и делим на молярную концентрацию растворенного вещества

 

Пример №72

Определите молярную концентрацию 20% раствора (р=1,25г/мл) КОН.
 

Решение задачи:
=
Ответ: 4,46 М
 

Пример №73

Определите процентную концентрацию 1,5 М раствора (р=1,26г/мл)

Ответ: 7,5 %
 

Пример №74

Определите плотность 20,2 % раствора с молярной концентрацией 2,5 М.

Плотность раствора 1,25 г/мл.
Ответ: 1,25 г/мл
 

Пример №75

Определите неизвестное вещество, если молярная концентрация его 16% (р=1,4 г/мл) раствора 4 М?
 

Решение: Растворенное вещество с молярной массой 56г/моль, это -КОН. (примечание: Fе также имеет молярную массу 56г/моль, но не растворяется в воде и не образует раствор. Поэтому Fe не принимается в качестве правильного ответа)

 =56 г/моль
Ответ: КОН

 

Взаимосвязь процентной и нормальной концентраций

Если по условии задачи известна процентная концентрация и необходимо определить нормальную концентрацию раствора, произведение процентной концентрации (С%) и плотности раствора (р) умножаем на 10 и делим на эквивалентную массу (Е) растворенного вещества.

• - нормальная концентрация;
• - процентная концентрация;
• Е - эквивалентная масса растворенного вещества;
•  - плотность раствора.

Если по условии задачи известна нормальная концентрация (С) и необходимо определить процентную концентрацию (С%)раствора, произведение нормальной концентрации и эквивалентной массы (Е) растворенного вещества делим на произведение плотности раствора (р) и 10.

• - нормальная концентрация;
• - процентная концентрация;
• Е - эквивалентная масса растворенного вещества;
• - плотность раствора.

С помощью этих формул можно определить нормальную концентрацию, когда имеется процентная концентрация, таким же образом процентную концентрацию, когда имеется нормальная концентрация.

Если по условию задачи известна процентная и нормальная концентрация, по вышеуказанной формуле можно определить плотность раствора(р): произведение нормальной концентрации и эквивалентной массы (Е) растворенного вещества делим на произведение процентной концентрации (С%)и 10.

Если по условии задачи известна процентная, нормальная концентрации и плотность раствора неизвестного вещества, можно определить эквивалентную массу растворенного вещества и его название: произведение процентной концентрации (С%) и плотность раствора (р) умножаем на 10 и делим на нормальную концентрацию растворенного вещества
 
 

Пример №76

Определите процентную концентрацию 4 Н раствора (р=1,306г/мл)
 

Решение задачи: мы можем легко решить эту задачу используя простую формулу: перехода от нормальной концентрации к процентной концентрации.
=32,67
Ответ: 10 %
 

Пример №77

Определите нормальную концентрацию 10% раствора (р=1,023г/мл)
 

Решение: Во-первых, мы находим эквивалентную массу

эквивалентная масса;

- молярная масса кислоты;
n (H) . число атомов водорода Н.

Мы можем легко решить эту задачу используя простую формулу: перехода от процентной концентрации к нормальной концентрации.
=3 Н
Ответ: 3 Н
 

Взаимосвязь молярной и нормальной концентраций

Если по условии задачи известна молярная концентрация и необходимо определить нормальную концентрацию молярную концентрацию умножаем на произведение валентности катиона (Vаl(кат)) растворенного вещества и числа катиона (n(кат)) в составе растворенного вещества.

• — нормальная концентрация (N),
• — молярная концентрация (М)
• Val (кат) — валентность катионов в составе растворенного вещества
• n (кат) — количество катионов, содержащихся в растворенном веществе

Если по условии задачи известна нормальная концентрация и необходимо определить молярную концентрацию нормальную концентрацию делим на произведение валентности катиона (Val(кат)) растворенного вещества и числа катиона (n(кат)) в составе растворенного вещества.

• - нормальная концентрация (Н);
• - молярная концентрация (М);
• Val (кат) - Валентность катиона в растворенном веществе;
• n(кат) - Число катионов в растворе.
   

Задача №3:

Определите нормальную концентрацию 1,5 М раствора Отв: 3 Н
 

Решение задачи:
Когда известна молярная концентрация раствора, можно определить нормальную концентрацию по следующей формуле: (в составе катионом является Na,его валентность -1,индекс - 2)

 ЗН
Таким образом, нормальная концентрация 1,5 М была равна ЗН.
Ответ: 3 Н
 

Задача №4:

Определите молярную концентрацию 7,5 Н раствора Отв: 2,5
 

Решение задачи:
Когда известна нормальная концентрация раствора известна, можно найти молярную концентрацию: (В составе катионом является Аl, его валентность - 3, индекс - 1)
=2,5 M
Таким образом, молярная концентрация 7,5 Н равна 2,5 М.
Ответ: 2,5 М

Скорость реакции

Химическая реакция - это процесс, в котором, от уже существовавших молекул, атомов или ионов образуются новые молекулы, атомы или ионы. Каждая химическая реакция имеет свою определенную скорость. Некоторые химические реакции завершаются довольно быстро, другие могут продолжатся часами и даже днями. Очень быстрые химические реакции обычно протекают со взрывом.

Процесс горения пороха, горение смеси воздуха и бензина в соотношении 15:1 (соответственно) внутри цилиндра двигателя внутреннего сгорания. Если смешать растворы хлорида бария и серной кислоты, за довольно короткое время образуется белый осадок сульфата бария.

А вот коррозия железа протекает довольно долго.

Это займет много времени, чтобы получить результат.
 

Средняя скорость реакции - это изменение концентрации реагентов или продуктов реакции на протяжении определенного времени. Для определения средней скорости реакции используют нижеприведенную формулу.

• - концентрация до начала реакции(моль/л);
• - концентрация после реакции(моль/л);
• - начальное время;
• - конечное время;
• - Средняя скорость реакции.

или

• - интервал между концентрациями веществ (моль/л)
• - время, затрачиваемое на реакцию (минута, секунда и час);
• - средняя скорость реакции (моль / л) в секунду, моль / л мин, м / ч).

Соотношение количества вещества на объем раствора называется молярной концентрацией.

• △ С - изменение концентрация вещества (моль/л)
• - разность (моль/л) между количествами вещества (в течение определенного периода времени)
• - объём колбы, где проводится реакция (л)

Принимая во внимание эту формулу, формула для определения средней скорости химических реакций выглядит следующим образом:

• - разница между количествами вещества (в течение определенного периода времени) (моль/л)
• V - объем реакционного сосуда (л)
• - время, затраченное на реагирование (минуты, секунды, часы)
• - средняя скорость реакции моль/л секунд, моль/л мин, моль/л, час)

Скорость химической реакции измеряется в величинах: “моль/ литр’минуты” или “моль/литр’секунд”.

Для определения скорости химической реакции нужно знать: 1) количество (моль) израсходованного(образованного) вещества; 2) продолжительность реакции; 3) объем сосуда, в котором проводится данная реакция.
 

Факторы влияющие на скорость химической реакции

Скорость химической реакции зависит от множества факторов, одним из них является природа реагирующих веществ.

Щелочные металлы реагируя с водой выделяют газообразный водород. Но реакции каждого щелочного металла с водой отличаются друг от друга по скорости.

Когда калий реагирует с водой, реакция протекает так быстро, что выделенная энергия приводит к мгновенному возгоранию водорода.

А вот литий реагирует с водой довольно медленно, водород выделяется мелкими пузырьками.

Разность скоростей выше рассмотренных реакций объясняется химической природой элементов К и Li, а в особенности, их свойством отдачи электронов. Калий имеет большой радиус атома чем атом лития. Из-за этого он легче и быстрее отдает свой внешний электрон другому атому, чем атом лития.
Скорость химической реакции помимо природы веществ, зависит также от концентрации реагирующих веществ.

Чтобы изучить это в опыте берем три пробирки. В первую пробирку наливаем 3 мл раствора тиосерной кислоты, на вторую 2 мл и на третью 1 мл раствора тиосерной кислоты. Далее, доливаем в каждую пробирку воду до объема 5 мл. В частности, в первую пробирку наливаем 2 мл, на вторую 3 мл, на третью 4 мл воды. Теперь в каждой пробирке находится по 5 мл растворов тиосерной кислоты, но в каждой пробирке её концентрация разная. Раствором с самой высокой концентрацией тиосерной кислоты является первый раствор. Потому что для образования данного раствора мы использовали 3 мл раствора тиосерной кислоты.

Затем, мы будем добавлять в каждую пробирку понемногу серной кислоты, для чистоты эксперимента, начнем это с третьего раствора.

Каким то образом, даже с учетом того, что мы серную кислоту сперва добавили в третий, потом во второй, и в конце в первый раствор, осадок сперва выпадает с первого раствора, затем со второго и в конце с третьего. В каждом случае перед выпадением осадка раствор мутнеет.

Для протекания химической реакции молекулы реагирующих веществ должны столкнуться между собой. Чем больше молекул (или других частиц) содержится в какой либо системе (определенный сосуд), тем меньше будет расстояние между этими молекулами, и это позволит им сталкиваться за более меньший промежуток времени. Большая концентрация молекул ускоряет протекание реакции. Если нашей целью является ускорение какой либо реакции, мы должны использовать реагенты с более высокой концентрацией.
Подробное рассмотрение влияния концентрации реагирующих веществ на скорость реакции рассмотрим на примере одной реакции, уравнение которой приводится ниже:

• аА + bВ = сС + dD

Здесь А и В вещества являются реагентами, они расходуются в ходе реакции. Вещества С и D являются продуктами реакции, хотя в начале реакции их концентрации равны нулю (точнее их нет), с протеканием реакции их концентрации увеличиваются, так как из А и В веществ образуются продукты С и D. В данном уравнении реакции «а», «b», «с», «d» - коэффициенты соответствующих веществ.

Реакция в которой из А и В веществ образуются С и D продукты называется прямой реакцией, а если из С и D веществ образуются А и В вещества, реакция называется обратной реакцией.

Зависимость скорости прямой реакции от концентраций реагирующих веществ отображается данной формулой:

Точнее, скорость реакции прямо пропорционально произведению в степенях равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Здесь - молярная концентрация вещества А, -молярная концентрация вещества В, k - константа скорости реакции.

Это формула применима для газообразных и растворимых веществ. Если наряду с ними в реакции участвуют твердые вещества , концентрация которых постоянна, то скорость реакции определяется только концентрацией газов. Твердые вещества реагируют не всей поверхностью, а только действующей ее частью(внешняя поверхность).Все мы знаем реакцию горения угля.

В реакции: С(тв.)+ скорость реакции горения угля прямо пропорциональна концентрации лишь кислорода: или Скорость реакции не зависит от концентрации угля. В реакции участвует не весь кусочек угля, а только его внешняя поверхность. Но ускорить реакцию можно и даже в случае горения твердого вещества. Чтоб уголь быстрее сгорел достаточно его хорошенько измельчить, тем самым увеличив его реагирующую поверхность.
 

Пример №78

3 литровый сосуд был наполнен аммиаком в количестве 11,5 молей, после протекании в нем реакции г в течении 90 секунд, в нем осталось 2,5 молей аммиака.Определите среднюю скорость реакции (моль/литр мин)
 

Решение задачи: Когда мы определяем скорость химической реакции, лучше всего сначала определить разницу в количестве каких либо веществ участвующих в этой реакции. По условиям задачи нам известны два количества: 11,5 моль и 2,5 моль, которые указывают на начальное и послереакционное количество аммиака. Если мы отнимем от начального количества аммиака его конечное (последнее) количество мы узнаем на сколько молей уменьшилось количество аммиака.
11,5 моль - 2,5 моль = 9 моль разница на 9 моль.

Определив разницу в количествах аммиака приступаем к корректировке единицы измерения времени. В условиях задачи нам указали единицу измерения скорости как “моль/литр-минуты”, как видите нам нужно сделать расчет по времени измеренному в минутах, а в условиях время дано как «90 секунд».

• секунды: 60 = минута
• 90 секунд: 60 = 1,5 минуты

Как только мы перевели измеренное в секундах промежуток времени на минуты, в нашем распоряжении оказалось достаточно данных для определения скорости реакции по формуле. Давайте теперь рассчитаем среднюю скорость нашей реакции.
= 2 моль/лмин
Ответ: 2 моль/лмин
 

Пример №79

В сосуде объемом 0,005 в течении 0,1 минуты протекала реакция, в ходе которой количество реагирующего вещества уменьшилась от 80 молей до 5 молей. Определите среднюю скорость (моль/литрсек) данной реакции.
 

Решение задачи: В условиях мы видим объем, который выдается как 0,005 . Зная то, что 1 = 1000 литрам, мы будем умножать объем измеренный в кубических метрах на 1000, чтобы перевести в литр.

= 5 литров
Далее, из-за несоответствия величины измерения времени ( в условиях нам дана 0,1 минута, а скорость требуют найти в «моль/литрсек»), будем переводить время с величины «минуты» на «секунды».

= 6 секунд
Далее определим разность молей реагирующего вещества.
80 моль - 5 моль = 75 моль
Теперь, подставляя данные, вычисляем среднюю скорость реакции.
= 2,5 моль/лмин
Ответ: 2,5 моль/литр • секунд
 

Пример №80

В данной реакции количество азота
уменьшилось с 104 молей до 8 молей. Скорость расхода азота составляет 3 моль/литрмин. Реакция проводилась в сосуде с объемом в 8 литра. Определите продолжительность реакции в минутах.
 

Решение задачи: Сперва, мы преобразуем формулу определения скорости реакции, выводим новую формулу для определения продолжительности реакции.

Определим разность между количествами (моль) реагирующего вещества.
104 моль - 8 моль = 96 моль
Теперь, используя данную формулу, находим длительность реакции:
= 4 минут
Ответ: 4 минуты
 

Пример №81

В данной реакции скорость расхода кислорода составляет 4 моль/литрмин. Когда реакцию проводили в сосуде объемом 2 литра, концентрация кислорода снизилась от 7 моль/литр до 2 моль/литр. Определите продолжительность реакции в секундах.
 

Решение задачи: Если вы обратили внимание, в условиях данной задачи вместо количества вещества, которое обычно измеряется в молях, дали концентрацию (моль/литр) реагирующего вещества. Из-за таких изменений в условии мы не будем использовать объем сосуда в дальнейшем решении задачи. Определим разность концентраций.

7 моль/л - 2 моль/л = 5 моль/литр
Определим время по формуле

= 75 секунд
Реакция длилась 75 секунд.
Ответ: 75 секунд.

Влияние давления, объема и температуры на скорость реакции

Изменение давления влияет только на реакции, которые проводятся в закрытых системах.

Изменение объема способствует изменению давления. Если уменьшить объем сосуда, то давление в данном сосуде возрастет. Во сколько раз уменьшится объем сосуда, во столько раз, возрастет давление в данном сосуде и молярные концентрации всех газообразных веществ в сосуде. Если увеличить объем сосуда, то снизится давление в данном сосуде, это приведет к уменьшению концентраций веществ в данном сосуде.

Изменение давления и объема приводит к изменению концентраций газообразных веществ. Изменение давления (или объема) рассматривают как изменение концентрации. С помощью формулы, по концентрациям веществ определяют во сколько раз изменяется скорость химической реакции.
Для более лучшего понимания рассмотрим одну реакцию:

Для проведения данной реакции в специальный сосуд, объёмом 6 литров (реактор) поместили 12 моль угарного газа и 18 моль кислорода.
Определяем молярные концентрации данных веществ:

= 2 моль/литр
= 3 моль/литр

Если у данной реакции константа скорости реакции равна 1 (k = 1), то её скорость будет равна:

Теперь уменьшим объем сосуда в 3 раза, точнее до 2 литров:
После такого изменения объема давление в системе увеличивается в 3 раза. Это приводит к соответствующему увеличению концентраций веществ в 3 раза:
= 6 моль/литр
= 9 моль/литр

В итоге увеличится скорость реакции:

в данный момент скорость равна 324. Если сравнить текущую скорость с начальной скоростью, то она возросла в
= 324 : 12 = 27 раз

Если увеличить объем реакционной системы (сосуда), это приведет к
уменьшению концентраций реагирующих газов, и снизит скорость реакции.
 

Влияние температуры на скорость реакции

Зависимость скорости реакции от температуры объясняется правилом Вант-Гоффа. Данное правило звучит так:

• При повышении температуры на каждый 10° скорость реакции увеличивается примерно 2-4 раза. При увеличении температуры скорость реакции увеличивается, при уменьшении температуры скорость реакции снижается. Число, показывающая, во сколько раз изменяется скорость реакции за каждые 10° называется температурным коэффициентом. Если при повышении температуры на 10 °C (или 10 К) скорость реакции возросла в 4 раза, то считается что температурный коэффициент данной реакции равен к «4».

Взаимосвязь между температурой и скоростью реакции выражается данной формулой:

- скорость реакции при соответственно;
- температурный коэффициент реакции

- значения температуры.
 

Понятие о катализаторе

Скорость химической реакции зависит и от того, участвует ли катализатор в данной реакции или нет. Ускорение реакции в присутствии катализатора рассмотрим в нижеприведенном примере:

В пробирку наливаем немного пероксид водорода и нагреваем её. При этом выделятся кислород, проверить это можно подведя к её горлу тлеющую лучинку, она не вспыхнет, потому что реакция разложения пероксида водорода протекает так медленно, что образующегося небольшого количества кислорода недостаточно чтобы произошла эта качественная реакция на кислород. Теперь внесем в пробирку немного порошка оксида марганца (IV) и заметим что началось бурное выделение пузырьков газа, а внесенная в пробирку тлеющая лучинка ярко вспыхнет. Оксид марганца (IV) многократно увеличивает скорость реакции. После завершения реакции можно высушить оксид марганца оставшийся в пробирке и измерить его массу, выясняется то, что его масса с начала реакции не менялась, то есть он не расходовался в реакции. Катализатор в ходе реакции не уменьшается в количестве.

Вещества, которые участвуют в химической реакции и ускоряют её, но при этом не расходуются называются катализаторами.

Как мы говорили выше, для протекания реакции реагирующие молекулы должны столкнутся друг с другом. Но не каждое столкновение приводит к реакции. Чтоб реакция происходила, сталкивающиеся молекулы должны быть в активном состоянии. Энергия, которая требуется для перевода вещества из обычного положения в активное положение называется энергией активации.

Катализатор уменьшает энергию активации реагирующих веществ. В итоге даже малого количества энергии будет достаточно для успешного прохождения реакции между веществами. Из за чего возрастет скорость реакции.
Реакции проводимые с участием катализатора, считаются каталитическими.
Даже вода может служить катализатором для некоторых реакций. Например, реакция образования йодида алюминия, через реакцию сухого алюминия с йодом протекает очень долго. Если в реакционный порошок капнуть одну каплю воды реакцию будет протекать другим, довольно быстрым темпом.
Платина считается важнейшим катализатором многих реакций. Применение платинового катализатора в двигателях современных автомобилей помогает полному сгоранию топлива. Что хорошо высказывается на чистоте окружающей среды, уменьшая её загрязнение.

Люди с древних времен пользовались катализаторами. Даже сейчас мы используем дрожжи для выпечки хлеба. Здесь катализатором является фермент, выделяемый дрожжевыми бактериями. Данный фермент разлагает сахар (который мы добавляем в муку) на оксид углерода (IV) и этиловый спирт. Образующийся оксид углерода (IV) являясь газом пытается выйти наружу из теста, но не сумев пробраться через все слои липкого теста, остается в ней и приводит к её поднятию. Внутри теста образуются газовые пузырьки, и тесто набухает.

Катализаторы имеющие белковую природу называются ферментами.
Ферменты существуют во всех организмах. Они ускоряют химические процессы протекающие внутри клеток.

В три пробирки нальем раствор пероксида водорода, и в каждую из них поместим кусок сырого мяса, кусок сырой моркови и кусок сырой картошки. При этом из пробирок начнут выделятся пузырьки кислорода. Это из за работы фермента под названием каталаза. Данный фермент, хотя хорошо ускоряет скорость реакции, неустойчив к нагреванию. Если данный опыт повторить с варенными кусками мяса, моркови и картошки то пероксид водорода не будет разлагается. Реакция не пойдет, так как когда мы варили фермент каталаза разложилась.
Вещества, замедляющие скорость химической реакции, называются ингибиторами.

После изучения скорости реакции, можем сделать вывод, что скорость реакции:

Скорость реакции зависит от:

1. От природы реагирующих веществ;
2. Концентрации растворов и газов;
3. В закрытых системах: от давления (и объема);
4. Температуры;
5. Участия катализатора и от степени измельчения (реакции с участием твёрдых веществ).
    

Пример №82

При 50°С скорость прямой реакции составляет 3 моль/литр мин. Если температурный коэффициент реакции равен 4, определите скорость прямой реакции при 70 °C (моль/литрмин).
 

Решение задачи: Разность между температурами составляет 20°С.
Точнее 70°С - 50°С = 20 °C. Если скорость реакции, на каждые 10°С ускоряется в 4 раза, то при увеличении температуры на 20°, её скорость возрастет в “4-4=16” (за каждые 10 ° в 4 раза, значит за 20° = 16 раз)
Если начальную скорость умножим на 16, то получим «З мольл мин х 16 = 48 моль/лмин»
Ответ: 48 моль/лмин.
 

Пример №83

При 60°С скорость прямой реакции равна к 1,5 моль/лмин. Температурный коэффициент реакции равен 2. Определите скорость реакции при 90°С (моль/литрмин).
 

Решение задачи:
1 - действием определяем разность между температурами:
90 °C-60 °С = 30 °C

Если найденную разницу разделить на 10, можем узнать степень температурного коэффициента.

После определения степени температурного коэффициента можем найти новую скорость реакции используя данную формулу.
    

Ответ: 12моль/лмин
 

Пример №84

Во сколько возрастает скорость, если увеличить давление в системе в два раза в реакции горения аммиака:
 

Решение задачи: Во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении давления в системе, зависит от коэффициентов реагирующих веществ. Уравняем реакцию расставив в ней нужные коэффициенты.

Далее обратим внимание на прямую реакцию. Она выглядит вот так:

Как вам видно, в прямой реакции участвуют два вещества: аммиак и кислород. В условиях задачи не показаны начальные концентрации данных веществ.По этому мы условно возьмем их концентрации по 1 моль/литр. Это действие не является обязательным, но помогает упростить дальнейшее решение. (Можно взять начальные концентрации веществ и по 2 моль/литр или 5 моль/литр, но так как в ходе решения задачи мы будем умножать данные цифры на число которое отображает возрастание давления, то лучше взять их по 1 моль/литр, так как единицу легче умножать). Если условно взять концентрации реагирующих веществ по 1 моль/литр (если коэффициент скорости реакции тоже равен к 1) то скорость реакции будет равна к 1 моль/литрмин.
Когда давление возрастают в 2 раза концентрации веществ тоже возрастают в 2 раза. И стали по 2 моль/литр:
Рассчитаем скорость реакции по данной формуле:

С учетом того что начальная скорость реакции 1 моль/литрмин, её скорость возросла в 128 раза:
= 128 раз
 

Пример №85

При реакции горения пропана: коэффициент скорости реакции равен 2; начальные концентрации веществ - по 1 моль/литр каждый, определите скорость прямой реакции при увеличении давления в системе в 3 раза?
 

Решение задачи: Сперва уравним уравнение реакции:

Затем с учетом коэффициента скорости реакции рассчитаем его начальную скорость:

Когда мы увеличим давление в 3 раза, концентрации веществ возрастут в 3 раза:
= 3 моль/л
= 3 моль/л
Теперь определим скорость реакции:

Текущая скорость реакции равна 1458
Ответ: 1458

Пример №86

Сосуд объемом 6 литров был наполнен 20 молями оксида азота (II) и 14 молями кислорода. После реакции, которая длилась 15 секунд, в сосуде осталось 6,5 молей кислорода. Определите среднюю скорость реакции (моль/литрмин).
 

Решение задачи: Здесь, для начала решения нужно найти газ, для которого приведены начальное и последнее количество вещества. По условии задачи таковым является кислород, так как приводится для него и начальное (14 моль) и конечное (6,5 моль) количество. Поэтому дальнейшие действия выполняются именно через кислород. Определяем количество кислорода, которое вступило в реакцию:
14 моль - 6,5 моль = 7,5 моль
Далее проверяем соответствие величин измерения времени в задаче. Просят найти скорость реакции в «моль/литрмин», а в условиях нам дано 15 секунд. Сейчас мы должны перевести заданное нам в секундах время в минуты:
15 секунд : 60 = 0,25 мин
Затем используя основную формулу по определению скорости химической реакции, можно найти скорость реакции:

Ответ: 5 моль/литрмин.
 

Пример №87

В определенной реакции скорость расхода водорода составляет 2,5моль/литрмин. Если данную реакцию проводить в сосуде объемом 6 литров, за сколько секунд масса водорода уменьшится от 100г до Юг?
 

Решение задачи: В условиях задачи скорость реакции измерена в величине “моль/литрмин”. Чтобы использовать данную скорость для определения продолжительности реакции, массу вступившего в реакцию водорода переведем в моль.

Приступаем к определению длительности реакции через следующую формулу:
= 3 минуты
Вот мы и определили длительность реакции. Только из-за того что скорость измерена в величине “моль/литрмин” данная формула нам определила время в «минутах». Далее, по требованиям задачи переводим время на секундную величину.
    = 180 секунд
Ответ: 180 секунд.

Пример №88

В определенной реакции скорость расхода метана составляет 2,2 моль/лмин. Если за 30 секунд масса метана уменьшилась от 102,8 г до 50 гр, определите объем сосуда в котором проводилась данная реакция.
 

Решение задачи: Вычисляем количество израсходованного метана:
102,8 г - 50 г = 52,8 г 52,8 г : 16 = 3,3 моль
Переводим время в минуты:
Затем, через данную формулу определяем объем реакционного сосуда:
3 литра
Ответ: Объем сосуда был равен З л.
 

Пример №89

Скорость реакции восстановления оксида железа (III) с помощью оксида углерода (II) до металлического железа равна 8. Как изменится скорость реакции, при уменьшении давления в 4 раза.
 

Решение задачи: в первую очередь, уравниваем реакцию.

Далее рассчитаем скорость реакции на тот случай, в котором каждое вещество взято в концентрации 1 моль/литр:

Заметьте то, что концентрация железа не была учтена во время расчета скорости реакции так как железо является твердым веществом. Точно так же не учитываются концентрации твердых веществ в любых других реакциях. Потому что на твердые вещества изменение давления не действует.
Когда мы уменьшили давление в системе в 4 раза, концентрации всех газообразных веществ уменьшаются в 4 раза.

Оставим данную концентрацию в дробной форме, это способствует к удобному дальнейшему решению

Ответ: 0,125 раз

 

Химическое равновесие

В закрытый сосуд поместили газы азот и водород. При наличии определённых условий молекулы азота и водорода взаимодействуют друг с другом и образуют молекулу аммиака.

В результате в сосуде будет уменьшение количества азота и водорода, с увеличением количества аммиака, что снизит вероятность взаимодействия молекул азота и водорода друг с другом. Теперь, вместо образования аммиака из азота и водорода, молекулы аммиака будут разлагаться с образованием молекул азота и водорода. То есть реакция протекает в обратном направлении.

Исходя из этого, мы можем разделить химические реакции на 2 группы:

1. Обратимые реакции
2. Необратимые реакции.

Необратимыми реакциями называются реакции, протекающие только в прямом направлении, и в которых вступающие в реакцию начальные вещества полностью превращаются в конечные продукты. Необратимые реакции это такие реакции, в которых образующиеся в результате реакции продукты, разлагаясь или взаимодействуя друг с другом, не образуют исходных веществ.

Из продуктов, образованных, в реакции меди с концентрированной азотной кислотой, то есть из оксида азота (IV), нитрата меди (II) и воды нельзя получить обратно металлическую медь:

А также полученный из железа и серы сульфид железа (II) не разлагается, при этой же температуре, на металл и серу.

Поэтому эти реакции считаются необратимыми. Они идут до тех пор, пока не кончится один из исходных веществ, то есть до конца.

Реакции будут необратимыми в следующих случаях:

1.    Из системы реакции в качестве продуктов выделяется газ или выпадает осадок:

2.    Продуктом реакции является малодиссоциируемое вещество, например вода,

3.    В результате реакции выделяется большое количество энергии, например при горении магния:

 

Обратимыми реакциями называются реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

В обратимых реакциях химический процесс протекает и в противоположном направлении. То есть, одновременно образуются и продукты, и исходные вещества из продуктов реакции. В уравнениях обратимых реакций между правым и левым частями уравнения ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Оксид серы (IV), взаимодействуя с водой, образует сернистую кислоту:

В этой реакции с увеличением количества образующегося сернистой кислоты в растворе, начинает протекать и обратная реакция.

Реакция, протекающая слева направо, называется прямой реакцией, справа налево - обратной реакцией.

После начала реакции количество начальных веществ уменьшается, а количество продуктов увеличивается. При этом скорость прямой реакции будет высокой. С увеличением количества продуктов, скорость обратной реакции будет увеличиваться, после определённого времени, с уравнением скоростей этих реакций, наступает химическое равновесие. Состояние, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием. Химическое равновесие происходит в обратимых реакциях, неуместно говорить о равновесии в необратимых реакциях.

• - константа равновесия.
• - скорость прямой реакции, - скорость обратной реакции
• -константы прямой и обратной реакций.
• [А], [В], [С] и [D] концентрации веществ, а, b, с и d их коэффициенты.

Константа равновесия определяется экспериментальным путём. Её числовое значение оценивает состояние равновесия при данной температуре. Чем больше значение константы равновесия, тем больше количество продуктов в реакции, если её значение меньше, то это показывает, что количество исходных веществ больше. Константа равновесия не зависит от концентрации веществ, с уменьшением количества начальных веществ, увеличивается количество продуктов, то есть изменение концентрации одних веществ приводит к изменению концентраций других веществ. Константа равновесия зависит от температуры.

Значит, в состоянии химического равновесия произведение концентраций начальных веществ равно произведению концентраций образованных веществ.
Во время химического равновесия процесс не останавливается, сколько продукта разложится в единицу времени, столько же продукта и образуется. Из-за свойства динамичности (подвижности) химического равновесия, он изменяется под воздействием внешних факторов.
 

Задачи по теме и их решение:
 

1 задача.

После установления равновесия в реакции A+2B-C+D, концентрация веществ следующая: [А]=0,4 моль/л, [В]=0,5 моль/л, [С]=0,25 моль/л, [D]=0,8 моль/л. Определите константу равновесия.
 

Решение задачи: Даются молярные концентрации веществ в системе, находящийся в состоянии равновесия. На основе этих значений можем определить константу равновесия по следующей формуле.
аА + bВ = сС + dD

В реакции приведены маленькими буквами (a,b,c,d) коэффициенты веществ, которые возводятся в степень для нахождения константы равновесия (прим.: если по реакции перед веществами не поставлены коэффициенты, то считается, что коэффициент равен одному. Любое число первой степени равно этому же числу. Например, =2 ; =3)

На основе приведённой реакции и равновесных концентраций веществ, считаем константу равновесия реакции:
Равновесные концентрации

Значит, константа равновесия реакции A+2B=C+D равно 2, то есть в этой реакции скорость обратимой реакции в два раза больше скорости прямой реакции.
Ответ: 2
 

2 задача.

Если в реакции 2А + ВС в состоянии равновесия концентрации веществ соответственно равны [А]=0,5 моль/л; [В]=0,2 моль/л, то определите равновесную концентрацию вещества С (моль/л) (Кр=1).
 

Решение задачи: по условию задачи известны равновесные концентрации веществ А и В, а также константа равновесия, основываясь на их значениях найдём равновесную концентрацию вещества С:
концентрация равновесия (моль/л):

Значит, равновесная концентрация вещества С равна 0,05 моль/л.
Ответ: 0,05 моль/л

 

Факторы, влияющие на химическое равновесие

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрации веществ, вступающих в реакцию, температура, а также давление для газообразных веществ. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушится и концентрации реагирующих веществ будет меняться до тех пор, пока не установится новое равновесие, это равновесие установится уже при других значениях концентраций. Переход реакционной системы от одного состояния равновесия в другое называется смещением химического равновесия.

Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье, открытому в 1884 году. Принцип Ле-Шателье гласит: Если в системе, находящуюся в равновесии, изменить один из внешних факторов (температуру, давление или концентрацию), то равновесие сместится в сторону реакции, ослабляющее внешнее воздействие.

Изменение температуры, давления или концентрации вещества может смещать химическое равновесие.

Влияние концентрации на химическое равновесие. Если в системе, находящуюся в равновесии, увеличить количество какого-либо вещества, то равновесие сместится в сторону, уменьшающее количество этого вещества. И напротив, если уменьшить количество вещества, то равновесие сместится в сторону, увеличивающее его количество. Вышеизложенное изучим на примере системы, находящуюся в равновесии:

• аА + bВ = сС + dD

Если к этой системе, находящуюся в равновесии, добавить вещества А и В, их концентрации повысятся, и это приведет к повышению скорости прямой реакции и равновесие сместится в правую сторону, так как скорость обратной реакции неизменным,

Теперь применим это определение к какой-либо действующей реакции: рассмотрим реакцию образования оксида углерода (II) и воды из оксида
углерода (IV) и водорода. Здесь также при увеличении концентрации одного из начальных веществ (стоящие слева в уравнении в системе, находящейся в состоянии равновесия, увеличится скорость прямой реакции , то есть химическое равновесие сместится в ту сторону, которая обеспечивает расход этого вещества. В результате больше будут расходоваться начальные вещества (елевой стороны) и равновесие сместится в правую сторону. Значит, если в систему, находящейся в состоянии равновесия, добавить дополнительно то согласно принципу Ле-Шателье система будет стремиться к понижению концентрации то есть химическое равновесие сместится вправо (в сторону прямой реакции):

Если увеличивается концентрация , то в соответствии с принципом Ле Шателье, система стремится уменьшить концентрацию в системе, химическое равновесие смещается вправо (в сторону прямой реакции)

Такой же процесс произойдет при уменьшении концентрации какого-либо вещества ( или СО) с правой стороны, то есть химическое равновесие сместится в сторону прямой реакции (в сторону образования и СО).
При увеличении концентрации какого-либо вещества в правой стороне уравнения, увеличится скорость обратной реакции. Равновесие сместится влево. Например, при увеличении концентрации СО в вышесказанной реакции, система будет стремиться к уменьшению концентрации СО, то есть химическое равновесие сместится в сторону обратной реакции.

Значит, с изменением концентрации одного вещества меняются концентрации всех веществ, в результате равновесие сместится в какую-либо сторону. Однако константа равновесия останется неизменной..
 

Влияние давления на химическое равновесие

Если в химическом равновесие участвуют газообразные вещества, то давление имеет такое же значение, как изменение давления для газообразных веществ означает изменение их концентрации. Давление не влияет на твердые вещества. Для определения влияния давления на смещение химического равновесия, нужно рассчитать количество молекул газообразных веществ с левой и правой стороны. При увеличении давления в системе, находящуюся в равновесии, химическое равновесие сместится в сторону реакции с образованием малого количества молекул, то есть в сторону реакции, которая приводит к уменьшению объема системы. А при снижении давления равновесие сместится в сторону реакции с образованием большого количества молекул. Например:

Из уравнения реакции видно, что при осуществлении прямой реакции (вещества взяты в количествах 2 моль и 1 моль соответственно) объем из 67,2 л уменьшается до 44,8 л. Значит, увеличение давления приводит к уменьшению объема и приводит к ускорению прямой реакции.
Рассмотрим еще один пример:

В этой реакции справой стороны имеется 2 молекулы, а слева 4 молекулы. При увеличении давления в этой реакции, химическое равновесие смещается в сторону с малым числом молекул, то есть в правую сторону, в сторону образования аммиака. При уменьшении давления равновесие смещается в сторону с большим числом молекул, то есть в сторону расщепления аммиака.
Если в обратимых реакциях число молекул с левой стороны уравнения равно числу молекул с правой стороны, то системам с таким состоянием равновесия изменение давления не влияет. Например,

Изменение давления не оказывает влияние на состояние равновесия, потому что число молекул и с правой и с левой стороны уравнения равно 2 (в равных количествах).

В реакции смешанного оксида железа и угарного газа СО образуется железо и углекислый газ. С первого взгляда число молекул по обе стороны реакции отличаются, с левой стороны 1+4=5, а справа 3+4=7. Но учитывая то, что давление не влияет на твердые вещества ( и Fe), и сравнив коэффициенты ( 4 и 4 ) только газообразных веществ (СО и ), убедимся, что коэффициенты равны между собой, и поэтому давление не влияет на химическое равновесие.

Мы не должны забывать, что давление не влияет на твердые вещества!

Смещение химического равновесия в любом направлении основано на принципе Ле-Шателье, и смещение равновесия играет большую роль в химии. Производство аммиака и многие процессы в производстве осуществлены благодаря внедрению способов, которые обеспечивают смещение равновесия в сторону, повышающее выход продуктов. Во многих процессах, для смещения химического равновесия в сторону образования продуктов, из системы убирают образующиеся продукты. Например, в реакции этерификации, для смещения равновесия в сторону образования метилацетата, в систему вводится серная кислота, которая поглощает воду.

Оксид азота (IV) газ бурого цвета. Его димер является бесцветным веществом, и в комнатной температуре они оба находятся в состоянии равновесия.

Если в этой системе увеличим давление, равновесие смещается в правую сторону, то есть в сторону образования Это явление можно наблюдать при обесцвечивании системы. Напротив, приуменьшении давления, цвет системы изменяется на бурый. Это доказывает, что равновесие сместилось в левую сторону.
 

Влияние температуры на химическое равновесие

Повышение температуры повлияет не только на равновесие, но и на константу равновесия. Перед тем как рассматривать действие температуры на равновесие, нужно учитывать экзотермичность или эндотермичность реакции, так как изменение температуры смещает равновесие либо вправо либо влево исходя из теплового эффекта. Если снизить температуру системы, находящуюся в равновесие, то, по принципу Ле-Шателье, усилится реакция, протекающая с выделением тепла, то есть химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции. Если повысить температуру в системе, находящуюся в равновесии, то, по принципу Ле-Шателье, усилится реакция, протекающая с поглощением теплоты, то есть химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. Например:

На равновесие между этими двумя веществами оказывает влияние не только давление, но и температура. Они оба находятся в равновесии в температурах между — 9,3 °C и +144 °C. Если систему охладить до — 9,3 °C, то в системе исчезнет и останется только . Если нагреть систему до +144 °C , то в системе исчезнет и останется только .

Повышение температуры ускоряет реакцию, которая протекает с поглощением теплоты.

Например, получение оксида серы (VI) окислением оксида серы (IV). Эта реакция считается обратимой и экзотермической:

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, то есть ускоряется обратная реакция:
Из-за этого уменьшается масса оксида серы (VI) в смеси газов. Снижение температуры ускоряет прямую реакцию.

 

Влияние катализатора на химическое равновесие

Так как эта реакция является экзотермической повышение температуры смещает равновесие в сторону поглощения теплоты, то есть в сторону обратной (эндотермической) реакции. При понижении температуры системы равновесие смещается в правую сторону , то есть в сторону реакции, протекающая с выделением тепла (экзотермической).

Задачи по теме химическое равновесие и их решения:

Для определения количества начальных веществ, при решении задач по этой теме, нужно:

• Поставить коэффициенты перед всеми веществами, уравняв реакцию;
• Используя равновесные концентрации образованных веществ, через коэффициенты определить количество израсходованных веществ;
• Определить начальное количество веществ, сложив израсходованные и равновесные концентрации;
• Используя молярные концентрации начальных веществ, при помощи формулы определить их количество.

Следуя вышесказанным действиям, попробуем решить задачи по химическому равновесию.
 

Задача 1.

Реакция была проведена в сосуде объемом 8 литров. При установлении химического равновесия концентрация веществ составила [НСl]=0,7, =0,6 и =0,4 моль/л. Определите количество (моль) начальных веществ.

A) 0,8; 0,2; С) 12; 6,4; С) 1,5; 0,8; D) 6,4; 1,6.
» Уравниваем реакцию, для этого перед хлороводорода ставим 4, перед молекулами хлора и воды ставится коэффициент 2.

» Значит, на основе уравнения реакции, при образовании 0,4 моль/л воды расходуется 0,8 моль/л хлора и 0,2 моль/л кислорода.
» Начальная концентрация хлороводорода составляет:
0,7 моль/л (равновесная) + 0,8 моль/л (израсходованная) = 1,5 моль/л , а кислорода составляет: 0,6 моль/л (равновесная) + 0,2 моль/л (израсходованная) = 0,8 моль/л.
» При нахождении количеств веществ нужно молярные концентрации умножить на объем, то есть 1,5 8=12 моль, 0,8 8=6,4 моль.
Таким образом, найдем правильный ответ.
А) 0,8; 0,2 - концентрации израсходованных веществ (моль/л),
С) 12; 6,4 - количество начальных веществ (моль),
С)    1,5; 0,8 - концентрации начальных веществ (моль/л),
D)    6,4; 1,6 - количество израсходованных веществ (моль) правильный ответ - В
Ответ: В
 

Задача 2.

Если в реакции начальные концентрации равны 6 и 7 моль/л соответственно, определите равновесную концентрацию (моль/л ) . (Кр=1).

А) 8,73; В) 2,77; С) 3,27; D) 10,77.

Так как в уравнение реакции коэффициенты равны между собой, то и количество израсходованного вещества будет равно количеству образованного вещества. Значит, если начальные концентрации и равны 6 и 7 моль/литр, то их равновесные концентрации будут соответственно (6-х) и (7-х). Так как константа равновесия равна 1 уравниваем обе стороны уравнения.

Значит, если равновесная концентрация равна 6-х=6-3,23=2,77, то равновесная концентрация будет равным 7-х=7-3,23=3,77. Ответ: В.
 

Задача 3.

В реакции горения хлороводорода через некоторое время установилось равновесие. Если в состоянии равновесия (Кр = 1) концентрации веществ составляют |НСl| = 1 моль/л; = 3 моль/л и = 3 моль/л, определите равновесную концентрацию кислорода.
 

Решение задачи: сперва уравняем реакцию, так как коэффициенты учитываются при составлении уравнения для константы равновесия.

Теперь, основываясь на том, что константа равновесия равна 1, будем считать, что произведение (понятно, что перед умножением концентраций их надо возвести в степень, соответствующий их коэффициентам) равновесных концентраций веществ по правую и левую сторону уравнения равным между собой. И на основе этого, используя концентрации известных веществ и «х» для кислорода (так как его концентрация неизвестна), составим уравнение.

Значит, равновесная концентрация кислорода равна 81 моль/л.
Ответ: 81 моль/л
 

Задача 4. Если в реакции синтеза метана из оксида углерода (II) и водорода: равновесные концентрации всех веществ соответственно равны: [СО] = 0,9 моль/л; = 0,7 моль/л; = 0,4 моль/л; = 0,4 моль/л, то определите начальные концентрации оксида углерода и воды (моль/л).
 

Решение: как и обычно, начинаем с уравнения реакции:

Уравняв реакцию, проведём следующую работу.
Исходная                                               
Израсходованная/образованная     
Равновесная                                         
Составим 3 таких ряда вводим соответствующую информацию в каждую из них. Как вы видите, сказанное в условии задачи «равновесные концентрации всех веществ соответственно»:
[СО] = 0,9 моль/л; [Н2] = 0,7 моль/л; [СН4] = 0,4 моль/л; [Н2О] = 0,4 моль/л” информация вводится в ряд «Равновесная концентрация».
И еще концентрации метана и воды, которые считаются продуктами реакции, мы отметили как «0 моль/л». Так как в начале реакции отсутствуют продукты. Они постепенно образуются в ходе реакции.
Теперь перейдем к следующим этапам. Начальные концентрации метана и воды были равно «0 мол/л», затем их равновесные концентрации стали равны 0,4 моль/л. Значит, в ходе реакции образовалось 0,4 моль/л каждого из них. Исходная израсходованная /образованная равновесная.
Исходная                                               
Израсходованная/образованная  
 Равновесная                                          
Затем используем пропорциональность, которая зависит от коэффициентов ряда «израсходованный» и «образованный»:
Исходная                                                 
Израсходованная /образованная 
Равновесная                                            
То есть внутри этого правильного прямоугольника, в веществах с одинаковыми коэффициентами будут располагаться одинаковые числа. Как вы видите коэффициенты оксида углерода (II), метана и воды равны. Значит их израсходованные/образованные концентрации будут также равны. То есть было потрачено 0,4 моль/л оксида углерода (II).
Исходная                                                 
Израсходованная /образованная
Равновесная                                            
Теперь найдем концентрацию водорода, которую израсходовали.
Как вы видите, его коэффициент равен 3. То есть его коэффициент больше коэффициента любого другого вещества в 3 раза. Его израсходованная концентрация также будет больше израсходованной/образованной концентрации другого вещества в 3 раза.
Исходная                                                 
Израсходованная/образованная
Равновесная                                            
Чтобы определить начальные концентрации веществ, нужно прибавить израсходованные концентрации к равновесным концентрациям.
0,9 + 0,4 = 1,3 моль/л СО
0,7 + 1,2 = 1,9 моль/л
Исходная                                                  
Израсходованная/образованная  
Равновесная                                             

Окислительно-восстановительные реакции

Применение метода полуреакций для уравнивания окислительно-восстановительных реакций:

Выше я давала полную информацию об определении степеней окисления элементов в составе простых и сложных элементов, о окислительно-восстановительных реакциях, поэтому в данной главе мы продолжая эту тему, будем останавливаться на методах уравнивания окислительно-восстановительных реакций, определении эквивалентов окислителя и восстановителя и рассмотрим влияние среды на протекание ОВР.

Рассмотрим уравнение данной реакции методом полуреакции. Для этого сначала определим окислитель и восстановитель. В данной реакции азотная кислота является окислителем , а сульфид мышьяка восстановителем. Если бы мы уравнивали методом электронного баланса то приняли бы что азот из приняв 3 электрона переходит в , а сера отдав 8 электронов из окисляется до .

По числам отданных и принятых электронов определяли коэффициенты перед молекулами. Но при этом воспользовались ионами которые в практике не существует в растворе.

В методе полуреакции окислительно-восстановительные реакции уравниваются с помощью реально существующих в растворе ионов.
Например образует ионы , тогда как на ионы не диссоциируется . При составлении баланса используем , который реально существует в растворе. Для уравнения числа электронов до и после реакции воспользуемся молекулами воды и ионами водорода.

Сначала рассмотрим ион окислителя

В левой части уравнения имеются 3 атома кислорода, а в правой части 1.Чтобы уравнять количество кислорода в кислой среде в сторону с недостачей кислорода добавляется вода , а в строну с избытком кислорода ионы водорода.

Значит в правую часть добавляем 2 молекулы воды.

Теперь для уравнивания водорода в левую часть прибавим 4 иона водорода.

Арифметическая сумма зарядов в левой части уравнения равняется +3 , а в первой части 0. Значит если прибавить в левую часть 3 электрона заряды в двух частях уравновесятся.

Теперь рассмотрим изменения который имеет восстановительные свойства.

В этом случае количество атомов кислорода в правой части равняется 20, поэтому для уравнивания в левую часть добавим 20 молекул воды.

Теперь в левой части уравнения появились 40 атомов водорода, тогда как в правой части их нет, поэтому в правую часть прибавим 40 ионов водорода.

Арифметическая сумма зарядов в левой части уравнения равна 0, а сумма зарядов в правой части равна +28. Поэтому с левой части отнимаем 28 электронов.

Теперь суммируем уравнения с окислителями и восстановителями и приравняем количества принятых и отданных электронов. Исходя из этого определяем значения коэффициентов:

Ставим коэффициенты перед молекулами и ионами.

Суммируем ионные уравнения с окислителем и восстановителем.

Сокращая количества молекул воды и водород ионов пишем сокращенное ионное уравнение.

Подставляя вышеуказанные коэффициенты перед молекулами составляем полное ионное уравнение:

В результате реакция уравнялась.

Рассмотрим пример уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в щелочной среде:

В реакции окислителем является хлорат калия а восстановитель оксид марганца 

Сначала рассмотрим ион хлората 

Для уравнения числа атомов кислорода и водорода в этой полуреакции используем существующие у нас в растворе ионы гидроксила и молекулы воды.

В левой части уравнения имеются 3 атома кислорода, а в правой части нет. Для уравнивания числа кислорода нужно в щелочной среде в сторону с недостатком кислорода добавить ионы гидроксида,. При этом с сторону с недостатком кислорода прибавляем ОН- в 2 раза больше гидроксид ионов, , т.е 6 ионов.

В щелочной среде для уравнивания количества водорода в сторону, где отсутствует или не хватает водорода, добавляем столько молекул воды, сколько требуется атомов водорода.

Арифметическая сумма зарядов в левой части уравнения равна -1, а сумма зарядов в правой части равна -7.Поэтому в левую часть добавляем 6 электронов.

Теперь рассмотрим который является восстановителем в данной реакции.

Сначала для уравнивания числа марганца в правую сторону перед манганат ионом ставим коэффициент 3:

Теперь количество кислорода в правой части стало 12 , а в левой части 4.Так как в левой части количество кислорода меньше на 8 чем в правой части, в левую часть добавляем в 2 раза больше, т.е. 16 ионов гидроксила:

Соответственно для уравнивания количества водорода в правую часть добавляем 8 молекул воды :

Арифметическая сумма зарядов в левой части уравнения равна -16, а сумма зарядов в правой части равна -6.Поэтому в левой части вычитаем 10 электронов.

Теперь объединяем ионные уравнения окислителя и восстановителя и путем уравнивания числа отданных или принятых электронов, подбираем коэффициенты перед этими ионами:

Поставим определённые коэффициенты в соответствующие уравнения

Объединим два вышеуказанных уравнения в общее уравнение с участием ионов.

Сокращаем в левой и правой части уравнения количества воды и гидроксид ионов. При этом от 24 молекул воды в правой части и 15 молекул в левой части остаются 9 молекул воды в правой части. Точно таким же образом сокращаем гидроксид ионы и в итоге в левой части остается 18 ионов ОН-.

Это сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции. Перенося заряды перед частицами в начальное уравнение, завершаем процесс уравнивания.

В результате мы можем увидеть уравненную окислительно-восстановительную реакцию.

Зависимость окислительно-восстановительных реакций от среды раствора

Для изучения окислительных свойств перманганата калия в различных средах, возьмем 3 пробирки и в каждую из них наливаем раствор перманганата калия, который имеет темно-фиолетовый цвет. Затем, в каждую из пробирок наливаем нитрит натрия, который обладает восстановительными свойствами. После чего в первую пробирку добавляем 1-2 капли серной кислоты, во вторую столько же дистиллированной воды, а в третью 1-2 капли раствора гидроксида калия. В первой пробирке раствор обесцвечивается, во второй выпадает бурый осадок, а третий раствор приобретает зеленый цвет. Из этого следует, что в зависимости от среды в окислительно-восстановительных реакциях могут образоваться разные вещества и придавать растворам различную окраску.

Теперь рассмотрим, какие процессы произошли в каждой пробирке. Ион перманганата  придает раствору фиолетовую окраску, из-за чего и у нас растворы были такой окраски. Для выяснения различного поведения окислителя в трех пробирках напишем уравнения реакций.
В первой пробирке протекает следующая реакция.

Уравним его с помощью метода полуреакций.

Как мы видим из уравнения реакций, ион перманганата, окрасивший
раствор в фиолетовый цвет, перешел в .Так как является бесцветным, наш раствор тоже обесцветился. Значит изменение окраски раствора зависит от перехода иона перманганата в кислой среде в ион .

Для второй пробирки напишем следующую реакцию:

При взаимодействии перманганата калия с нитритом натрия в нейтральной среде, ион перманганата принимает 3 электрона и переходит в оксид марганца (IV) А восстановитель нитрит натрия как в первой реакции переходит в нитрат натрия.

Как мы видим из уравнения реакций, перманганат ион, окрасивший раствор в фиолетовый цвет, перешел в оксид марганца (IV) Так как является осадком бурового цвета в конце реакции мы увидели выпадение бурого осадка. Значит ион перманганта в нейтральной среде переходит в .

В третьей пробирке:

При взаимодействии перманганата калия с нитритом натрия в щелочной среде, перманганат ион принимает 1 электрон и переходит в ион манганата. А восстановитель нитрит натрия переходит в нитрат натрия.

Как мы видим из уравнения реакций ион перманганата, окрашивавший раствор в фиолетовый цвет перешел в ион манганата. Так как ион манганата имеет зеленый цвет, раствор в третьей пробирке окрасился в зеленый цвет. Значит ион перманганата в нейтральной среде переходит в манганат Окислительные свойства иона перманганата зависит от среды раствора.
Так как в кислой среде он проявляет сильные окислительные свойства, он принимает 5 электронов и переходит в В нейтральной среде, проявляя среднюю окислительную способность ион перманганата переходит в

Самый низкий окислительный потенциал иона перманганата наблюдается
в щелочной среде, где восстановление происходит до иона манганата



 

Определение эквивалентов веществ в окислительно-восстановительных реакциях

Для определения эквивалента окислителя его молярную массу делим на количество принятых электронов одним молем этого окислителя.

Для определения эквивалента восстановителя его молярную массу делим на количество отданных электронов одним молем этого восстановителя.

• Е - эквивалент окислителя или восстановителя.
• М - молярная масса окислителя или восстановителя

- количество электронов, которые отдают или получают окислитель или восстановитель.

Например:

Определим эквивалентные массы окислителя и восстановителя в этой
реакции.

Сначала уравняем реакцию.

В этой реакции является окислителем , a KJ восстановитель.
1 моль окислителя () принимает 6 электронов. Для определения
эквивалентной массы его молярную массу делим на 6.

2 моля восстановителя (K.J) принимает 2 электрона .

Для определения эквивалентной массы находим сколько электронов отдал 1 моль восстановителя:
2 моль восстановитель  2 электрона
1 моль восстановитель х    

Теперь разделим его молярную массу (166) на
=166
 

Ответ: Эквивалентная масса окислителя равна 49, а восстановителя 166.

Рассмотрим еще один пример:

В этой реакции эквивалентные маем окислителя и восстановителя можно определить, не уравняв эту реакцию. Для этого определяем число отданных и принятых электронов.

В этой реакции 1 моль иона принимает 5 электронов и переходит в поэтому для определения эквивалентной массы перманганата калия его молярную массу делим на 5.

2 иона в составе восстановителя отдают 2 электрона переходят в Определим количество электрона отданных 1 молем восстановителя.
2 моль восстановитель 2 электрона 
1  моль восстановительх    

1 электрон
Для определения эквивалентной массы восстановителя его молярную массу (152) делим на 1.

 

Ответ: эквивалентная масса окислителя равна 31,6, а восстановителя 152.

Хорошие навыки по определению эквивалентных масс окислителей и восстановителей дает нам возможность без написания уравнения реакции определить массы веществ в реакции.

Например в этой реакции участвовало 30,4 г . Определим сколько г образовалось в этой реакции.

Для решения этой задачи нужно определить эквиваленты и

Нам эквивалент  уже известен( 152 ).

Теперь определим эквивалентную массу 1 моль окислителя принял 5 электронов и образовал Поэтому для определения эквивалентной массы (152) его молярную массу делим на 5.

Эквивалентная масса равна 30,2.

Воспользуясь законом эквивалентов можно с легкостью определить массу :

 

Ответ: образовалось - 6,04 г

Для проверки полученного ответа уравняем реакцию:

Теперь на основании реакции определим массу

Мы доказали что использование эквивалентных масс ускоряет и облегчает решение задач на тему окислительно-восстановительные реакции.

Электролиз

Для того чтобы понять процесс электролиза рассмотрим следующий
эксперимент.

Для проведения электролиза понадобится специальный сосуд (электролизер или электролитическая ванна). Наливаем раствор хлорида
меди (II) в посуду.

Опускаем в раствор электроды. Соединяем к первому электроду отрицательный заряд электрического тока а ко второму положительный заряд. Электрод, соединенный с отрицательным зарядом называется катодом, а с положительно заряженный электрод анодом.

При соединении катода и анода с источником постоянного тока протекает реакция. То есть положительные ионы двигаются к катоду. Отрицательные ионы двигаются к аноду.

Положительные ионы меди подходят к катоду, принимают электроны и превращаются в нейтральный атом (Сu), а ионы подходят к аноду, теряют заряд и превращаются в В результате на катоде происходит восстановление а на аноде окисление. То есть произошел процесс электролиза.

 

Окислительно-восстановительный процесс, протекающий в растворах или расплавах с участием электрического тока называется электролизом

Слово электролиз означает расщепление под воздействием электрического тока. В процессе электролиза химическая реакция протекает за счет электрической энергии

Электролиз может протекать как в растворах, так и в расплавах. То есть превращая твердые вещества в жидкое состояние проводят электролиз. Такой процесс называется электролизом расплавов.
 

При электролизе расплавов электрический ток проводится через расплавы оксидов, щелочей и солей.

Например при введении в расплав хлорида натрия (NaCl расплавляется при 801 °C) инертных электродов (уголь) и проведении постоянного тока, катионы двигаются к катоду, а анионы к аноду. Доходя до катода, ионы принимают электроны и восстанавливаются:

Ионы хлора, достигая анода, отдают электроны и окисляются.

В результате на катоде выделяется металлический натрий, а на аноде выделяется хлор.

Обычно электролиты подвергаются электролизу в расплавленном состоянии. При расплавлении электролитов как NaCl, нарушается их ионная кристаллическая решетка. Образованный расплав состоит из непорядочно двигающихся ионов.

Для проведения электролиза растворов необходимо их сначала приготовить и затем проводить процесс.

При электролизе растворов ток проводится через растворы щелочей, кислот и солей.

В химии большое значение имеет электролиз водных растворов.
 

Электролиз водных растворов

При электролизе водных растворов могут участвовать и ионы водорода или гидроксида. Эти ионы образуются при диссоциации воды. Образованные ионы двигаются к соответствующим электродам: катоду притягиваются катион (Н+), аноду анион (ОН-).

Электролиз раствора хлорида меди (II) может быть примером электролизу водных растворов. Ионы и направляются к соответствующим электродам и протекают следующие процессы:
катод:
анод:

При электролизе растворов на катоде не всегда выделяется атом металла. Вместо атома металла на катоде может выделится и Н2 в газообразном состоянии. Для того чтобы определить именно какой продукт выделится на катоде воспользуемся рядом активности металлов, предложенным русским ученым Н.Н.Бекетовым.
Li, К, Ba, Sr, Са, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

В этом ряду мы можем увидеть и водород. Активность остальных металлов в данном ряду был взят относительно водорода. Металлы, находящиеся правее водорода, считаются пассивными. А металлы левее водорода считаются активными и могут занять место водорода в реакциях. Они, в свою очередь делятся на активные и на металлы средней силы.

Таким образом по активности металлы делятся на 3 группы:

1. активные (от Li до Аl)
2. металлы средней силы (от Аl до
3. пассивные металлы (металлы левее водорода

Разделение металлов по их активности имеет большое значение в процессе электролиза. Зная раствор какого основания или соли подвергается электролизу, можно определить какие продукты выделятся на электродах.

1. Если в процессе электролиза участвуют активные металлы то на катоде выделяется водород.
2. Если участвует металл средней активности, то на катоде выделяются металл и водород.
3. Если пассивный металл участвует в процессе электролиза то на катоде выделится металл.

Также можно определить продукты, образующиеся на аноде в реакциях электролиза. Для этого смотрим на анион, участвующий в реакции. В качестве аниона обычно рассматривается кислотный остаток. Из темы кислот нам известно, что кислоты делятся на бескислородные и кислородсодержащие.

1. Кислородсодержащие: и другие.
2. Бескислородные: НС1, HBr, HI, HF и т д.

Если в реакции электролиза участвует анион, содержащий остаток кислородсодержащей кислоты или анион фтора  то на аноде выделится молекула кислорода.

Если в процессе электролиза участвует анион, содержащий остаток бескислородной кислоты (кроме ), то на аноде выделится молекула неметалла в составе кислоты., например, из аниона хлора выделится из бромида молекула брома из йодида молекула йода из сульфида молекула сульфида водорода 

Исходя из вышеуказанной информации реакции электролиза можно разделить на 6 групп.

1.    При электролизе солей, состоящих из активного металла и остатка кислородсодержащей кислоты, на катоде выделится водород а на аноде кислород. В результате увеличится концентрация соли за счет уменьшения количества воды.

2.    При электролизе солей, состоящих из активного металла и остатка бескислородной кислоты, на катоде выделится водород, а на аноде молекула неметалла и в растворе образуется щелочь:

3.    При электролизе солей, состоящих из металла средней активности и остатка кислородсодержащей кислоты на катоде выделится металл и водород а на аноде кислород и образуется кислота:

4.    При электролизе солей, состоящих из металла средней активности и остатка бескислородной кислоты, на катоде выделится металл и водород а на аноде неметалл и образуется основание:

5.    При электролизе пассивных металлов , растворы солей содержащие остаток кислородной кислоты: на катоде отделяется металл , на аноде кислород и в растворе образуется кислота.

6.    При электролизе пассивных металлов, растворы солей содержащие осадок безкислородной кислоты: электродизуется только соль, вода остается неизменной. На катоде выделяется металл, на аноде неметалл.
электролиз

 

Электролиз имеет большое значение в химической промышленности и в цветной металлургии. Алюминий, цинк, магний и другие металлы получают методом электролиза. Кроме этого этим методом можно получить такие неметаллы как водород, хлор и кислород.

Для покрытия поверхности одного металла другим металлом используется процесс электролиза. Например, для никелирования изделий используют никелевый анод, а никелируемое изделие служит катодом. Оба электрода опускаются в раствор соли никеля. В результате электролиза катод покроется слоем никеля. Никелевое, хромированное, золотое покрытие не только придают красивый вид изделиям но и сохраняют их от коррозии. Кроме того, этим методом можно покрыть изделие любой формы.

Законы электролиза

1-закон Фарадея: масса вещества, выделившегося на электродах, прямо пропорциональна количеству пропущенного электрического тока через раствор электролита:

2-закон Фарадея: При проведении одинаково количества электрического тока через растворы разных электролитов, масса веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональна их эквивалентным массам.

По закону эквивалентов, при пропускании электрического тока равным 1 F через растворы или расплавы нескольких электролитов, количества окисленных или восстановленных веществ на электродах равняются их эквивалентным количествам. Например если положить в первый сосуд раствор во второй раствор и в третий затем пропустить 1 F или 96500 Кл тока, то в каждом сосуде на электродах выделятся 1 гр/экв вещества. Для того чтобы узнать массу 1 гр/экв вещества необходимо эквивалентное количество вещества  умножить на эквивалентную массу вещества(Е)

То есть в первом сосуде выделится 108 г (1*108=108 г) серебра и 8(1*8=8 г) г кислорода, во втором 32 (1*32=32 г) г меди и 8 г (1*8=8 г) кислорода, в третьем 18,66 г (1*18,66=18,66 г) железа и 35,5 (1*35,5=35,5 г) г хлора. 96500 кулон называется числом Фарадея и обозначается буквой F.

Для первого и второго законов Фарадея справедлива следующая формула:

• m - масса выделившего вещества(г)
• Е - Эквивалентный вес вещества
•  T - Время проведения электролиза (секунды)     

I - сила тока (Ампер)

Вышеуказанную формулу можно выразить следующим образом.

Отношение массы вещества (m) к его эквивалентной массе(Е) даст нам эквивалентное количество
 

• - Эквивалентное количество растворенного, вещества (г /экв)
• m - Масса растворенного вещества(г)
• Е - Эквивалентная масса растворенного вещества (экв.)

Основываясь на этой формуле, заменяем соотношение массы на эквивалент на эквивалентное количество:

 

Пример №90

В течение какого времени необходимо провести ток силой 5 А через 500 г 32% раствор чтобы полностью выделить медь.
 

Решение задачи: при электролизе раствора на катоде выделится медь, а на аноде кислород:

Определим массу в составе 500гр раствора :

Значит 160 гр полностью вступает в реакцию Теперь используя эту массу определим время в течение которого пропускали ток с силой 5 А


Значит при электролизе 500 г 32% раствора сульфата меди силой тока 5А, в течение 38600 секунд можно полностью выделить медь.
Ответ: 38600 с.

Пример №91

Какую силу тока необходимо пропускать через 500 г 23% раствор  в течении 4825 минут, чтобы массовая доля соли составила 50 %?
 

Решение задачи: при электролизе раствора электролизируется только вода, так как соль содержит активный металл. В результате уменьшения количества воды концентрация соли растет:

Сначала определим массу в 500 гр раствора.:

В процессе электролизируется только вода а 115 гр масса соли не меняется. Поэтому происходит увеличение концентрации соли. Зная, что после электролиза массовая доля соли составила 50%, определим массу оставшегося раствора.

Отнимая от массы начального раствора массу полученного раствора после электролиза, найдем массу электролизованной воды:
Значит 270 г воды подверглась электролизу .Теперь определим силу тока.

Ответ: 10 А
 

Пример №92

Определите концентрацию раствора (%), полученного при электролизе 250 г 8,94% раствора КСl с силой 3 А в течении 9650 секунд.
 

Решение задачи: При электролизе раствора КCl на катоде выделится водород, а на аноде хлор:

Сначала определим массу КCl в составе 250 гр раствора:

Теперь определим эквивалентное количество КО

Значит в составе раствора было 0,3 г/экв КCl. Теперь определим количество пропущенного тока.

Исходя из найденных значений можно понять, что в растворе было 0,3 г/экв КСl и через раствор пропущено 0,3 эквивалента тока. Значит тока было достаточно, чтобы полностью подвергнуть электролизу КСl. После электролиза в качестве растворенного вещества останется только КОН и нам нужно посчитать его концентрацию.

Если была израсходовано 0,3 гр/экв КСl, то было получено 0,Згр/экв водорода, 0,3 гр/экв хлора и 0,3 гр/экв КОН (примечание: эквивалентное количество считается одинаковым для исходных и полученный веществ):

Теперь определим массу КОН:

Теперь определим массу раствора после электролиза.
Для этого отнимем от массы раствора массу выделившихся водорода и хлора.:

Теперь отнимем массы полученного раствора газов от массы раствора и найдем массу
250 - 10,95 = 239,05 г раствора

Найдем процентную концентрацию раствора исходя из массы растворенного вещества и массы раствора:

Таким образом, концентрация раствора электролиза составляла 7%.
Ответ: 7 %
 

Пример №93

Кристаллогидрат массой 31,25 гр растворили в 300 гр воды. Для полного выделения меди из раствора проводили ток с силой 5 А в течении 4825 секунд. Определите п воды, в формуле кристаллогидрата
 

Решение задачи: Напишем реакцию электролиза сульфата меди

Сначала определим эквивалентное количество тока.:

Значит 0,25 эквивалента тока было потрачено на полное выделение
меди.
Теперь, воспользуясь найденным количеством, определим массу
сульфата меди.

Теперь отнимая от массы кристаллогидрата массу сульфата меди найдем массу воды:
31,25-20= 11,25 г содержит кристаллогидраты
Теперь определим эквивалентное количество воды.

Значит на 0,25 гр/экв приходится 1,25 гр/экв воды найдем какое количество воды приходится на 1 моль

Значит количество n =5.
Ответ: 5

Пример №94

Через два электролизера с растворами, содержащие 1 моль и 2 моль сульфата меди (II), пропустили ток 4 F на инертных электродах. Определите массу веществ, образовавшихся на катодах.
 

Решение задачи: 1) сначала пишется уравнение реакции электролиза:

При решении задачи воспользуемся вторым законом Фарадея.
2)    так как в 1 - электролизере имеется 1 моль соли, то для него расходуется 2 F тока, а оставшийся 2 F тока израсходуется для электролиза воды в этом растворе. Основываясь на этом, находятся массы и Сu в 1-электролизере.

64 + 2 = 66 г выделившегося вещества

3)    так как во 2 - электролизёре имеются 2 молей соли, то для него расходуется полностью 4 F тока. Значит, тока не хватит для электролиза воды, при этом ток расходуется только для выделения Сu.
2 - электролизере: 432 = 128 г Сu.
Ответ: в 1 электролизере - 66 г; во 2 электролизере - 128 г.
 

Пример №95

В 458,7 г воды растворили смесь 73,3 г  и  Определите массу солей в растворе, если для полного выделения кадмия из раствора потребовалось пропускать ток силой 2 А в течение 24125 секунд.
 

Решение задачи: 1) пишем уравнение реакции:

2)    находится электрохимический эквивалент моль:

3)    из этого находится массу Cd: = 28 г
4)    из массы Cd находится массу

5)    так как общая масса составляет 73,3 г, масса m = 73,3 - 52 = 21,3 г.
Ответ: 52 г 21,3 г

Пример №96

Смесь 200 мл 0,1 М раствора и 300 мл 0,1 М раствора подвергся электролизу током силой 4 А в течение 965 секунд. Определите массу (г) соли после окончания электролиза.

Решение задачи: 1) Пишем уравнения реакций:

2) Сначала определяется масса солей по формуле, которая вытекает из формулы нахождения молярной концентрации.

3) сперва определяется сила тока, которую израсходовали для серебра, так как Ag стоит после Сu в ряду Бекетова:

Значит, если для выделения Ag израсходовалось 2 А тока, найдём массу соли подвергшегося электролизу:

Если от массы начальной соли вычесть массу соли, подвергшегося электролизу, выходит масса оставшейся соли:
3,76 - 0,94 = 2,82г
Ответ: 2,82 г
 

Пример №97

При электролизе 600 г 12% раствора на аноде выделилось 29,55 литров (0 °C, 101,3 кПа) газа. Определите массовую долю вещества в растворе после электролиза (%).
 

Решение задачи: 1) Находится масса соли:

2) Находится объем который образуется при электролизе 72 г соли:

Основываясь на том, что на аноде выделяется 29,55 литров газа, по расчету 29,55 литров - 4,3 литра = 25,25 литр находим объем кислорода, который выделяется из воды.
3)    Мы находим электролизованную водную массу:

4)    Определяется масса оставшегося раствора. Для этого из уравнения реакции находятся масса веществ, которые выделяются из катода и анода.

5)    Теперь найдем массу раствора:
м (раствор) = 600 - (24,5 + 6,13 + 40,58) = 528,79 г
6)    Определим концентрацию полученной кислоты:
=9,12 %
Ответ: 9,12%
 

Пример №98

При электролизе 100 мл раствора, в составе которого имеются и пропустили ток силой 0,8 А в течение 4825 секунд, выделились два металла общей массой 2,04 г. Определите концентрации солей (соответственно) в начальном растворе (моль/л).
 

Решение задачи:

1) Сначала находятся масса металлов из формулы по закону Фарадея:

2)    Используя определённые массы, массы металлов в данной нам смеси находятся способом «диагонали»:

3)    Определяем массы солей, используя известные массы металлов:

4)    Определяем молярную концентрацию солей:


Ответ: 0,1 М 0,15 М

Химические вещества, их состав и свойства

Химия — естественная наука, которая изучает вещества и их превращения. Вещества могут состоять из молекул (вещества молекулярного строения) или из других частиц — атомов, ионов (вещества немолекулярного строения). Для веществ немолекулярного строения вместо термина «молекула» используют термин «формульная единица». В свою очередь, все молекулы и формульные единицы образуются из атомов.

Атомы — мельчайшие химически неделимые частицы, состоящие из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Атомы разных видов различаются по массе, размеру, строению и заряду атомных ядер. Атомы одного вида одинаковы по размерам, имеют приблизительно одинаковую массу и сходное строение, но у них обязательно одинаковый заряд ядра.

Атомы определенного вида называют химическим элементом.

Заряд ядра атома можно определить по месту химического элемента в Периодической системе: заряд ядра равен порядковому номеру элемента.

Заряд электрона равен -1.

Число электронов, образующих электронную оболочку атома, равно заряду его ядра. Благодаря этому атом является электроней-тральной частицей.

Вещества характеризуются физическими и химическими свойствами.

К физическим свойствам веществ относят цвет, запах, вкус, температуру плавления и кипения, плотность, способность проводить электрический ток и теплоту, растворимость в воде, пластичность и др.

Химические свойства — это способность веществ вступать в определенные химические реакции.

В химических реакциях одни вещества превращаются в другие, т. е. изменяется химический состав веществ — это признак химических явлений.

Явления, происходящие без изменения химического состава веществ, называют физическими.

Химические явления можно отличить от физических по определенным признакам: при химических явлениях может меняться цвет, запах или вкус веществ, образовываться или растворяться осадок, выделяться или поглощаться газ и теплота.

Состав химических веществ записывают химическими формулами, например: В этих записях цифры, записанные рядом с символами химических элементов,— индексы, обозначают число атомов данного элемента в молекуле (или формульной единице) вещества.

Классификация веществ

В 7 классе вы ознакомились с несколькими принципами классификации веществ: по чистоте (чистые вещества и смеси), по составу (простые и сложные) и т. п. Таким образом, известные вам группы веществ можно классифицировать в соответствии со схемой 1.

Схема 1. Классификация веществ

Вещества могут состоять из атомов как одинаковых, так и разных химических элементов.

Простые вещества образованы одним химическим элементом.

Сложные вещества образованы атомами нескольких химических элементов. Сложные вещества также называют химическими соединениями.

Простые вещества разделяют на металлы и неметаллы.

Металлы отличаются от неметаллов характерным металлическим блеском и ковкостью, они хорошо проводят электрический ток и теплоту. При обычных условиях все металлы (за исключением ртути) находятся в твердом агрегатном состоянии.

Неметаллы, в отличие от металлов, не имеют металлического блеска (за исключением йода и графита). Они хрупкие и разрушаются от удара, плохо проводят электрический ток и теплоту. Неметаллы могут быть твердыми, жидкими и газообразными.

Металлы образованы металлическими химическими элементами, а неметаллы — неметаллическими. Если в длинном варианте Периодической системы провести условную диагональ от Алюминия до Полония, то над линией будут расположены неметаллические элементы, а под ней — металлические (рис. 1.1).

Среди сложных веществ вам уже известны оксиды — бинарные соединения химических элементов с Оксигеном. Названия оксидов состоят из двух слов: названия химического элемента и слова «оксид», например: — натрий оксид, — алюминий оксид.

Если элемент проявляет переменную валентность, то в названии оксида ее указывают в скобках, например: — купрум(I) оксид, — купрум(II) оксид.

В зависимости от того, соответствует оксиду кислота или основание, оксиды разделяют на кислотные и основные.

Неметаллические элементы образуют преимущественно кислотные оксиды, а металлические — основные. Металлические элементы могут образовывать также кислотные оксиды, если проявляют в этих оксидах высокую валентность (IV и больше).

Продукты присоединения воды к оксидам называют гидратами. Гидраты кислотных оксидов — это кислоты, а гидраты основных оксидов — основания.

Кислоты состоят из атомов Гидрогена и кислотного остатка, например:

Основания состоят из атомов металлического элемента и гидроксильной группы ОН, например:

Поскольку в составе оснований имеется группа ОН (гидроксильная группа), то основания еще называют гидроксидами.

Растворимые в воде основания называют щелочами.
Химические формулы и валентность

Валентность — это число химических связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Зная валентность химических элементов, можно составлять формулы веществ.

Некоторые элементы проявляют постоянную валентность: во всех соединениях им присуще только одно определенное значение валентности. Другие элементы могут проявлять различную валентность в разных соединениях (табл. 1).

Для составления формул бинарных соединений по валентности элементов пользуются следующим алгоритмом:

Закон сохранения массы

Все химические превращения описывают при помощи уравнений реакций. В левой части уравнения записывают реагенты — вещества, взаимодействующие друг с другом, а в правой части — продукты их взаимодействия.

Уравнение химической реакции является отображением закона сохранения массы веществ в химических реакциях: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образованных в результате реакции.

Чтобы уравнение реакции отображало этот закон, число атомов каждого химического элемента в правой и левой частях уравнения должно быть одинаковым.

Для этого необходимо подобрать коэффициенты — цифры перед химическими формулами, указывающие число молекул (атомов или формульных единиц).

Подбирая коэффициенты в уравнении реакции, необходимо помнить следующие правила:

• коэффициент показывает число молекул, отдельных атомов или формульных единиц в уравнении реакции;
• коэффициент ставится только перед химической формулой вещества;
• коэффициент относится ко всем атомам, из которых состоит молекула или формульная единица, перед которой он стоит;
• коэффициент 1, как и индекс 1, не записывают.

Кислород и вода. Реакции разложения, соединения

Физические свойства кислорода:

Воздух — это сложная смесь около 15 различных газов. Содержание азота в воздухе составляет 78 % от объема воздуха, а кислорода — 21 %. Кроме того, в воздухе содержится небольшое количество аргона (0,9 %), углекислого газа (0,03 %), озона, водяного пара и других газов.

Для живых существ важнейшим компонентом воздуха является кислород, поскольку он поддерживает дыхание и горение.

При обычных условиях кислород — газ без цвета, вкуса и запаха. Толстый слой жидкого кислорода — светло-голубого цвета.

Кислород малорастворим в воде. Плотность газообразного кислорода немного больше плотности воздуха.

Получение кислорода:

Для получения кислорода в лаборатории используют гидроген пероксид Гидроген пероксид при обычных условиях разлагается, но очень медленно, даже если его подогреть на горелке. Но если в раствор гидроген пероксида внести щепотку манган оксида, то реакция протекает намного быстрее:

В данной реакции манганоксид играет роль катализатора — вещества, которое изменяет скорость химической реакции, но в ней не расходуется.

Реакция получения кислорода является примером реакции разложения.

Реакции разложения — это реакции, в которых из одного сложного вещества образуется несколько других веществ.

В общем виде уравнение реакции разложения можно записать следующим образом:

А = В + С

Химические свойства кислорода:

Кислород — химически очень активное вещество. Он взаимодействует почти со всеми простыми веществами и со многими сложными. Множество реакций взаимодействия веществ с кислородом протекают с выделением теплоты и света, т. е. происходит горение.
При взаимодействии простых веществ с кислородом образуются оксиды:

Во всех этих уравнениях в левой части записаны формулы двух веществ, а в правой части — одного вещества. Такие реакции называют реакциями соединения.

Реакции соединения — это реакции, в которых из двух простых или сложных веществ образуется одно сложное вещество.

В общем виде уравнение реакции соединения можно записать следующим образом:

А + В = С

Некоторые сложные вещества также способны гореть. В таких реакциях в большинстве случаев образуется несколько оксидов — оксидов тех элементов, которые входили в состав сложного вещества:

Физические свойства воды:

Формула воды (гидроген оксида) — . При комнатной температуре вода находится в жидком состоянии — это бесцветная жидкость, в толстом слое — бледно-голубая.

При атмосферном давлении и температуре О °С вода превращается в лед, а при 100 °С — кипит. Плотность воды — (при 4 °С).

Чистая вода почти не проводит электрический ток и плохо проводит теплоту. Она имеет высокую теплоемкость, т. е. медленно нагревается и медленно остывает.

При замерзании вода расширяется, поскольку плотность льда меньше плотности жидкой воды.
Взаимодействие воды с кислотными и основными оксидами

Все кислотные оксиды (за исключением силиций) вступают в реакции соединения с водой с образованием кислот:

• (карбонатная кислота)
• (ортофосфатная кислота)

Поскольку гидраты основных оксидов являются основаниями, то при взаимодействии с водой эти оксиды должны образовывать основания. Но большинство основных оксидов с водой не взаимодействуют.

Обратите внимание! В реакцию с водой вступают только оксиды, гидраты которых являются щелочами, в частности:

Вычисления по формулам химических веществ

Относительная атомная и молекулярная масса

Для характеристики массы атомов используют атомную единицу массы (а.е.м.), которая равна 1/12 массы атома Карбона.

Массы всех атомов сравнивают с этой единицей и определяют, во сколько раз масса данного атома больше 1 а.е.м.

Массу атома, определенную таким образом, называют относительной атомной массой и обозначают

Относительные атомные массы химических элементов приведены в Периодической системе.

Обычно точные значения относительных атомных масс округляют до целых чисел. Только значение относительной атомной массы Хлора округляют с точностью до десятых:

Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома Карбона (1 а.е.м.).

Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс всех химических элементов в составе молекулы с учетом числа атомов каждого элемента.

Например, относительная молекулярная масса углекислого газа

Для веществ немолекулярного строения вместо термина «молекулярная масса» используют термин «формульная масса».

Массовая доля элемента в веществе:

Чтобы описать количественный состав веществ, используют массовую долю элемента в соединении, которую можно рассчитать по химической формуле вещества.

Массовая доля элемента показывает, какая часть массы вещества приходится на атомы данного элемента. Ее вычисляют как отношение относительной атомной массы данного элемента с учетом числа его атомов в молекуле к относительной молекулярной (формульной) массе вещества:
где — массовая доля химического элемента Е, выраженная в долях единицы;

n — число атомов элемента Е, обозначенное индексом в формуле соединения;

— относительная атомная масса элемента Е;

— относительная молекулярная (формульная) масса вещества.

Физический смысл массовой доли заключается в том, что она показывает массу атомов данного элемента в 100 г вещества. Массовая доля может выражаться в долях единицы или в процентах. Чтобы перевести доли единицы в проценты, необходимо полученное по формуле значение умножить на 100 %.

Обратите внимание! Сумма массовых долей всех элементов, входящих в состав соединения, должна быть равна единице или 100 %.

Пример №99

Вычислите массовые доли химических элементов в воде.

Решение:

Вычислим относительную молекулярную массу воды:

Вычислим массовую долю Гидрогена:

Сумма массовых долей всех элементов в веществе равна 1. Таким образом, массовую долю Оксигена можно вычислить, вычитая из единицы массовую долю Гидрогена:

Массовая доля растворенного вещества:

Вода способна растворять многие вещества, образуя растворы.

Растворы — это однородные смеси, состоящие из растворителя и растворенных веществ. Подобно другим смесям, растворы не имеют постоянного состава. В зависимости от соотношения количества двух смешанных веществ растворы могут иметь разный состав.

Для выражения состава растворов часто используют массовую долю растворенного вещества которой выражают массу растворенного вещества в 100 г раствора в процентах или в долях единицы.

Массовая доля вещества в растворе показывает, какая часть массы раствора приходится на растворенное вещество.

Массовую долю растворенного вещества вычисляют по формуле:

Если данную дробь умножить на 100 %, то получим значение массовой доли вещества в процентах:

При этом масса раствора равна сумме масс всех компонентов раствора:

m(раствора) = m(вещества) + m(растворителя)

Зная массу раствора и массовую долю растворенного вещества, можно вычислить массу вещества:

m(вещества) = (вещества) m(раствора)

Пример №100

Вычислите массовую долю сахара в растворе, содержащем 200 г воды и 50 г сахара.
Дано:

 Решение:

Записываем расчетную формулу:

(caxapa) =

В этой формуле для вычисления необходимо определить массу раствора: она состоит из массы воды и массы растворенного вещества. Таким образом:

Подставляем данные из условия задачи:

Ответ: 20 %.

Первые попытки классификации химических элементов

Семейства химических элементов:

По мере открытия новых химических элементов ученые начали их классифицировать по определенным признакам. Одной из первых попыток было выделение семейств элементов.

Семейство химических элементов — это группа химических элементов, обладающих сходными свойствами.

Например, Калий по многим признакам похож на Натрий. В соединениях они одновалентны, а основания, которые они образуют, являются щелочами. Именно поэтому их называют щелочными. Также существуют и другие элементы, которые по свойствам сходны с Калием и Натрием. Их выделяют в отдельное семейство — семейство щелочных элементов.

По мере открытия химических элементов и изучения их свойств число семейств элементов увеличивалось. Некоторые семейства
получили собственные названия и в современной химической литературе чаще упоминаются именно по ним (табл. 2).
 

Таблица 2. Семейства химических элементов (по короткому варианту Периодической системы)

образуют щелочи. образуют земли (так раньше называли оксиды), которые в воде превращаются в щелочи.3 — образуют удушающие вещества.4 — большинство элементов встречаются в природе в соединениях с Купрумом. 5 — образуют соли. 6 — являются инертными, т. е. неспособными вступать в реакции.

Все элементы, относящиеся к одному семейству, проявляют сходство в химических и физических свойствах образованных ими веществ. Объединение химических элементов в семейства положило начало классификации химических элементов и способствовало открытию одного из фундаментальных законов природы — Периодического закона Д. И. Менделеева.

Триады Деберейнера:

Иоганн Деберейнер — первый ученый, которому удалось установить определенные закономерности в характере химических элементов и их соединений. Основываясь на общих признаках химических элементов, он предложил объединить некоторые из них в группы по три элемента (триады). Первой триадой, предложенной Деберейнером в 1817 г., были щелочноземельные металлические элементы Кальций, Стронций и Барий. Через 12 лет он установил еще две триады: щелочных элементов (Литий, Натрий и Калий) и халькогенов (Сульфур, Селен и Теллур).

Немецкий ученый, профессор химии и фармакологии Йенского университета. Родился в небольшом городке в Баварии, в бедной семье придворного кучера. С детства интересовался химией и начальные знания по химии получил самостоятельно, а в 14 лет стал помощником аптекаря. Несмотря на отсутствие химического образования, Деберейнер был советником по химии поэта Вольфганга Гете, который в то время возглавлял правительство Веймарского герцогства. Деберейнер трижды предпринимал попытки заняться коммерцией, но безуспешно. Работая в университете, он систематизировал химические элементы, группируя их в триады. Открыл каталитическое действие платины, чем основал новый раздел химии, который сегодня называют гетерогенным катализом.

Ученый заметил, что в пределах этих триад относительная атомная масса среднего элемента приблизительно равна среднему арифметическому масс двух других (рис. 4.1). Закон триад Деберейнера стал основой для дальнейшей систематизации элементов.

Октавы Ньюлендса:

В 1864 г. Джон Ньюлендс впервые расположил все известные к тому времени химические элементы в ряд по увеличению их относительных атомных масс. Он отметил, что в этой цепи периодически появляются химически подобные элементы. Пронумеровав все элементы и сопоставив номера с характером элементов, Ньюлендс сделал вывод, что каждый восьмой элемент является сходным по свойствам с первым элементом, так же, как в музыке восьмая нота в октаве является сходной с первой (рис. 4.2, с. 20). Свое открытие он назвал «закон октав»: номера сходных элементов отличаются на семь или на число, кратное семи.
 

Английский химик, эксперт в области сахарного производства. Родился в Лондоне, в семье священника. С 1864 г. занимался систематизацией химических элементов. После открытия «закона октав» в 1866 г. он доложил об этом Лондонскому королевскому обществу, но его открытие не поддержали. С насмешкой ему предложили расположить элементы по алфавиту — может, так он заметит еще одну закономерность. После открытия Менделеева Ньюлендс начал борьбу за признание своего приоритета в открытии Периодического закона, но так и не добился своего. В отличие от Ньюлендса, Менделеев не только открыл этот закон, но и сделал определенные предположения на его основании. Тем не менее, заслуги Ньюлендса были отмечены высочайшей на тот момент наградой — золотой медалью Дэви.

Таким образом, Ньюлендсом были впервые выдвинуты предположения о периодичности изменений характера элементов. Однако Ньюлендс не смог раскрыть физическую суть своего открытия.

Таблица Лотара Мейера:

Немногим позже Ньюлендса, в 1864 г., свою первую таблицу химических элементов опубликовал немецкий химик Лотар Мейер. Она состояла из 43 элементов из 63 известных к тому времени (рис. 4.3). Мейер расположил элементы по увеличению отношения молярной массы простого вещества к его молярному объему. Анализируя полученные данные, он наблюдал периодическое изменение характера элементов. Но работа Мейера не была систематической и не могла претендовать на статус закона. В отличие от Менделеева, Мейер даже не заподозрил, что для некоторых элементов были неправильно определены атомные массы, а это, в свою очередь, вносило определенные погрешности в его открытие и не давало общего понимания классификации химических элементов.

Немецкий химик. Родился в семье врача. Имел слабое здоровье, поэтому среднее образование получил только в 20 лет. Закончил медицинский факультет в Цюрихе. После этого изучал газообмен в крови в лаборатории Бунзена. Работал преимущественно в области физической химии: изучал каталитическое действие металлов. Впервые начал использовать кислородный эталон для определения относительных атомных масс. В своей таблице в 1870 г. Мейер правильно расположил элементы (оставил и пустые места), но, в отличие от Менделеева, не применил свои результаты ни для перерасчета атомных масс, ни для предположения свойств еще не открытых элементов. Однако в 1882 г. за это открытие был награжден золотой медалью Дэви вместе с Менделеевым.

В большинстве европейских стран, как и в Украине, Периодическую систему химических элементов называют именем Дмитрия Ивановича Менделеева. В некоторых странах ее называют просто Периодической системой без какого-либо имени, хотя признают приоритет ее открытия за Менделеевым. А в США Периодическую систему называют именем Лотара Мейера.

Выводы:

1. По мере открытия новых химических элементов химики пытались их классифицировать. Одной из первых удачных попыток было открытие Деберейнером триад — элементов со сходными свойствами, благодаря чему сегодня выделяют множество семейств химических элементов (щелочные, инертные и др.).
2. До открытия Периодического закона были сделаны еще две удачные попытки классификации химических элементов: октавы Ньюлендса и таблица Лотара Мейера. Но эти открытия не получили статуса закона, так как их авторы не смогли их использовать для формулирования общих закономерностей и предположения существования новых химических элементов.

Щелочные элементы

Щелочные элементы — это наиболее активные металлические элементы, они расположены в I группе Периодической системы.
Литий Li, Натрий Na, Калий К,

Рубидий Rb, Цезий Cs, Франций Fr

Простые вещества металлы, образованные этими элементами, также называют щелочными. Они значительно легче других металлов (железо, медь, алюминий), очень мягкие, и их можно резать ножом (рис. 5.1а).

У щелочных металлов ярче всего выражены металлические свойства: они вступают в реакции с кислородом, водой и кислотами. Их взаимодействие с водой протекает очень активно, иногда со взрывом (рис. 5.16).

Гидроксиды щелочных элементов — растворимые основания (щелочи) с общей формулой ROH, где R — любой из щелочных элементов, например:

Щелочные элементы:

• наиболее активные металлические элементы
• проявляют постоянную валентность I
• способны образовывать щелочи

Общие формулы

соединений:

• оксидов —
• гидроксидов (щелочей) — ROH

Щелочные металлы:

• легкие, мягкие
• чрезвычайно химически активные

Гидроксиды Рубидия и Цезия настолько активны, что их концентрированные растворы легко разрушают стекло даже при комнатной температуре, а расплавы — железо и даже платину.

Щелочные элементы образуют оксиды с общей формулой

Щелочные металлы настолько активны, что встречаются в природе исключительно в виде соединений. Получить их можно только действием электрического тока на их соединения. Натрий и калий впервые были получены Майклом Фарадеем именно таким способом.

Галогены

Галогены — это наиболее активные неметаллические элементы, они расположены в VII группе Периодической системы.

Для элементов-галогенов также характерны сходные свойства, в частности, в соединениях все они способны проявлять валентность I.

Простые вещества, образованные этими элементами, также называют галогенами (рис. 5.2). Галогены являются веществами молекулярного строения, молекулы которых состоят из двух атомов:

Рис. 5.2. Галогены при обычных условиях находятся в разных агрегатных состояниях: а — хлор — желто-зеленый газ; б — бром — летучая жидкость красно-бурого цвета; в — йод — летучее кристаллическое вещество черно-фиолетового цвета с металлическим блеском
 

Элементы-галогены:

• наиболее активные неметаллические элементы
• проявляют переменную валентность, но все могут проявлять валентность I

Общие формулы соединений:

• оксидов — (кроме Флуора)
• летучих соединений с Гидрогеном — HR

Простые вещества галогены:

• образованы двухатомными молекулами
• чрезвычайно химически активные

Галогены — наиболее активные неметаллы. Они реагируют со многими веществами. А в атмосфере фтора даже вода способна гореть:

С водородом галогены также взаимодействуют очень активно, иногда со взрывом. В результате реакции образуются летучие соединения с Гидрогеном общего состава HR, водные растворы которых — кислоты:

Галогены активно реагируют с металлами. Продуктами таких реакций являются соли — галогениды (флуориды, хлориды, бромиды, йодиды):

Именно благодаря свойству образовывать соли эти элементы и назвали галогенами (от греч. галос — соль).

Инертные элементы

Еще одно семейство образуют элементы VIII группы Периодической системы. Их называют инертными элементами.

Простые вещества этих элементов называют инертными (благородными) газами, они состоят из одноатомных молекул. Все они при обычных условиях — газы. В незначительных количествах содержатся в воздухе.

До недавнего времени считалось, что инертные газы вообще не образуют химических соединений. Однако за последние десятилетия ученым удалось получить соединения Криптона, Ксенона и Радона с Оксигеном и Флуором.

Гелий был первым химическим элементом, обнаруженным вне Земли. Анализируя излучение Солнца, Пьер Жансан в 1868 г. обнаружил свечение, не характерное ни для одного из известных к тому времени элементов. Именно поэтому данный элемент был назван Гелием (от греч. гелиос — солнце). Действительно, сложно открыть элементы, которые не образуют соединений, но после открытия Гелия ученые начали более основательно изучать газы и вскоре открыли все инертные элементы.
 

Инертные элементы:

• химически неактивные
• в простых веществах существуют в виде отдельных атомов

Выводы:

• Наиболее характерные семейства химических элементов — это щелочные элементы, галогены и инертные элементы. Каждое семейство характеризуется общими свойствами как элементов, так и образованных ими соединений.
• Щелочные элементы — активные металлические элементы, в соединениях проявляют валентность I. Простые вещества, образованные ими,— щелочные металлы — активно взаимодействуют с водой, галогенами и другими веществами.
• Галогены — активные неметаллические элементы. Все галогены способны проявлять валентность I. Простые вещества галогенов образованы двухатомными молекулами, они химически активны и взаимодействуют со многими веществами.

Периодическая система химических элементов

В середине XIX в. Менделеев начал работать над своим знаменитым учебником «Основы химии», и ему необходимо было определить, в каком порядке описывать свойства элементов. За основу систематизации элементов Менделеев взял относительную атомную массу, считая, что она является главной характеристикой химического элемента: она не изменяется при образовании элементом простого или сложного вещества.

Расположив в ряд символы всех известных к тому времени химических элементов в порядке увеличения их относительной атомной массы, он заметил, что элементы со сходными свойствами (например, щелочные элементы) не расположены непосредственно друг за другом, а появляются периодически (регулярно). Оказалось, что так же закономерно (через определенный интервал) повторяется химический характер соединений элементов.

Проанализируем, какие закономерности можно выявить при расположении элементов в ряд (табл. 3, с. 28-29).

В ряду элементов, приведенных в таблице 3, четко прослеживается периодическое изменение признаков. Так, Литий образует простое вещество металл. Постепенно характер простых веществ меняется на неметаллический. Также постепенно увеличивается высшая валентность, которую проявляют элементы, и химический характер их оксида. Литий оксид является основным, а нитроген оксид — кислотным (Оксиген, Флуор и Неон не способны образовывать оксиды).

Затем эта последовательность в изменении свойств резко обрывается. Появляется элемент Натрий, который по свойствам схож с первым элементом ряда — Литием. Далее свойства элементов изменяются так же, как и от Лития до Флуора. В ряду простых веществ происходит постепенное изменение: от типичного металла (натрия) до типичного неметалла (хлора). Наблюдается также изменение состава и характера свойств соединений, в частности переход от основного натрий оксида к кислотному хлор оксиду.

Анализируя эту последовательность элементов, Д. И. Менделеев установил, что зависимость свойств элементов и их соединений от атомной массы является периодической. В 1869 г. он сформулировал Периодический закон.

Свойства химических элементов, а также образованных ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.

Располагая известные элементы по увеличению относительной атомной массы, Менделеев заметил противоречия между массой и положением Аргона и Калия. Относительная атомная масса Калия равна 39,1, а Аргона — 39,95. Если располагать их по значению относительных атомных масс Аг, получим:

Если же вопреки атомным массам поменять местами Калий и Аргон, противоречие исчезает:

Этот парадокс с «неправильным» размещением элементов был объяснен только в начале XX в. после открытия строения атома. Но на тот момент без знаний о строении атома это был очень смелый поступок. Если вы внимательно рассмотрите современную Периодическую систему, то сможете найти еще два примера таких исключений в расположении химических элементов.

Изначально формулировка закона Д. И. Менделеева была несколько иной: «Свойства простых тел, а также форма и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости или, выражаясь алгебраически, образуют периодическую функцию от величины атомного веса элементов». В те времена вместо «вещество» говорили «тело», а атомную массу называли атомным весом.

От ряда элементов к Периодической системе

Итак, ряд химических элементов, расположенных по увеличению их относительных атомных масс, можно разделить на отдельные участки. Каждый участок начинается щелочным элементом, а заканчивается инертным. Такие участки называют периодами. Периоды, расположенные друг под другом, образуют уже знакомую вам Периодическую систему химических элементов (рис. 6.2).

Ряд химических элементов, расположенных в порядке возрастания их атомных масс, начинающийся с Гидрогена или щелочного металлического элемента и заканчивающийся инертным элементом, называют периодом.
Характер элементов и свойства их простых веществ и соединений при увеличении атомных масс в периоде постепенно изменяются.

Первый период содержит только два элемента, второй и третий — по восемь. Эти периоды называют малыми. В них при переходе от Гидрогена или щелочного металлического элемента к инертному элементу высшая валентность элементов постепенно увеличивается от I (у Гидрогена и щелочных металлических элементов) до VII (у галогенов). Если бы удалось получить соединения инертных элементов Неона и Аргона, то их максимальная валентность была бы равна VIII.

В отличие от первых трех периодов, четвертый и последующие периоды (пятый, шестой, седьмой) содержат по 18 и больше элементов, поэтому их называют большими.

В больших периодах также наблюдается постепенное изменение свойств. Но если в малых периодах переход от типичного металлического элемента к типичному неметаллическому элементу происходит за семь элементов, то в больших периодах такой же переход происходит за 17 или 31 элемент. То есть в больших периодах изменение свойств происходит значительно медленнее: характер соседних элементов в больших периодах отличается не так значительно, как у соседних элементов малых периодов.

Существует легенда, будто идея о Периодической системе пришла к Менделееву во сне. Однажды его спросили, так ли это, на что ученый ответил:

«Я над ней, может, двадцать лет размышлял, а вы думаете: сидел и вдруг... готово».

Выводы:

1. Характер химических элементов и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от их атомных масс. Все химические элементы разделяют на периоды, каждый из которых начинается щелочным элементом (или Гидрогеном) и заканчивается инертным элементом.
2. В периоде ослабляется металлический характер элементов и усиливается неметаллический. Так же изменяется и характер соединений элементов: соединения элементов, расположенных в начале периода, проявляют основные свойства, а в конце периода — кислотные.

Короткий и длинный варианты графического представления Периодической системы:

Основываясь на Периодическом законе, Д. И. Менделеев создал классификацию химических элементов, которую называют Периодической системой. Обычно ее представляют в виде таблицы. В настоящее время чаще используют два варианта графического представления Периодической системы: короткий и длинный. Д. И. Менделеев чаще использовал более компактный короткий вариант Периодической системы (см. форзац 1).

В нем большие периоды разбиты на две строки, в каждой из которых высшая валентность элементов последовательно увеличивается от I до VIII.

Если же записать символы элементов каждого периода в отдельную строку так, чтобы каждое семейство элементов (щелочные элементы, галогены, инертные элементы) образовывало отдельный столбец, то получим длинный вариант Периодической системы (рис. 7.1). Этот вариант был предложен Альфредом Вернером ^ значительно позже открытия Периодического закона.

Группы элементов. Главные и побочные подгруппы

Вертикальные столбцы Периодической системы называют группами. В коротком варианте системы номера групп обозначают римскими цифрами, а число групп равно восьми. Номер группы обычно совпадает с высшей валентностью химического элемента.

Каждую группу разделяют на две подгруппы — главную и побочную. К главной подгруппе относятся элементы как малых, так и больших периодов, а к побочной — только больших.

Главные подгруппы также называют A-группами, а побочные — В-группами. Например: Флуор расположен в группе VIIA, а Ман-ган — в группе VIIB (рис. 7.2). Побочные подгруппы содержат только металлические элементы (их называют переходными металлическими элементами).

В нижней части периодической таблицы расположены семейства лантаноидов и актиноидов. Это элементы, которые должны быть размещены после Лантана (№ 57) и Актиния (№ 89) и также относятся к III группе (подгруппе Скандия). Однако размещение этих элементов в таблице сделало бы ее громоздкой и неудобной, поэтому обычно их выносят за ее пределы.

В большинстве европейских стран пользуются длинным вариантом периодической таблицы, в котором число групп равно 18. Номера групп в длинном варианте таблицы обозначают арабскими цифрами. В длинном варианте главных и побочных подгрупп нет, там они образуют отдельные группы, например: группа 1 — щелочные элементы, группа 17 — галогены, группа 18 — инертные элементы. Элементы побочных подгрупп размещены в группах от 3 до 12. Обратите внимание, как соотносятся номера групп в разных вариантах периодической таблицы: номер группы в коротком варианте равен номеру в длинном минус 10.

Свойства элементов в подгруппах

Подгруппы образованы элементами со сходными свойствами: семейства щелочных и инертных элементов, галогенов — именно они и составляют отдельные подгруппы. Многие свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются с увеличением относительной атомной массы. В главных подгруппах при увеличении атомной массы усиливаются металлические свойства элементов и образованных ими простых веществ, а неметаллические — ослабевают. Так, в подгруппе Карбона (главная подгруппа IV группы) Карбон и Силиций являются неметаллическими элементами, Германий — полуметалли-ческим, а Станнум и Плюмбум — металлическими.

Сходными свойствами обладают лишь элементы, относящиеся к одной подгруппе. Свойства элементов главной и побочной подгрупп одной группы могут существенно отличаться. Например, в VII группе расположены галогены — типичные неметаллические элементы (главная подгруппа) и переходные металлические элементы Манган, Технеций, Рений (побочная подгруппа) (рис. 7.2).

Есть ли между ними что-то общее? Обычно у элементов одной группы одинаковая высшая валентность, которую они проявляют в соединениях с Оксигеном, — она равна номеру группы.

Соединения с Гидрогеном образуют почти все элементы, но летучие соединения образуют только неметаллические элементы. Такие соединения являются веществами молекулярного строения. Металлические элементы не способны образовывать летучих соединений с Гидрогеном.

В соединениях с Гидрогеном неметаллические элементы проявляют свою низшую валентность. Чтобы ее определить, необходимо от 8 отнять номер группы. Например, Хлор, расположенный в VII группе, в соединении с Гидрогеном одновалентен (8-7=1), поэтому формула данного соединения — НС1. Элемент V группы Фосфор в соединении с Гидрогеном трехвалентен (8 - 5 = 3), поэтому формула соединения —

Для удобства общие формулы высших оксидов и летучих соединений с Гидрогеном вынесены в отдельные строки периодической таблицы (см. форзац 1). Необходимо помнить, что формулы летучих соединений с Гидрогеном относятся только к неметаллическим элементам.
 

Выводы:

1. Графическим отображением Периодического закона является Периодическая система. Наиболее распространены ее короткий и длинный варианты. Они отличаются числом строк, отведенных на один период. В длинном варианте каждый период занимает одну строку, а в коротком малые периоды расположены в одну строку, а большие — в две.
2. Группа химических элементов — это вертикальный столбец, объединяющий элементы со сходными свойствами. В коротком варианте Периодической системы каждая группа делится на главную и побочную. Главные подгруппы состоят из элементов всех периодов, а побочные — только из элементов больших периодов.
    

Значение периодического закона

Научная прозорливость Д. И. Менделеева:

Исправление неправильно определенных относительных атомных масс

Открытие Периодического закона и создание Периодической системы химических элементов — величайшее достижение фундаментальной науки XIX в. Периодичность изменения свойств элементов была известна и до Менделеева. Идея расположить элементы в порядке возрастания их атомных масс была также не новой. Но никому из ученых до Менделеева не удавалось, даже с использованием 

определенных знаний о химических свойствах, выстроить систему для всех известных к тому времени элементов. Прежде всего из-за того, что свойства многих элементов были определены неправильно или не определены вообще.

Гениальность Д. И. Менделеева заключается в том, что он первым увидел в периодичности изменений свойств элементов фундаментальный закон природы и заложил его в основу составленной им таблицы.

Основываясь на Периодическом законе, Менделеев также выявил, что атомные Рис. 8.1. Д. И. Менделеев массы некоторых элементов были уста-в рабочем кабинете    новлены неправильно. Он провел многочисленные эксперименты по определению атомных масс элементов и исправил относительные атомные массы некоторых из них.

Так, большинство ученых принимали относительную атомную массу Бериллия равной 13,5. Но по совокупности свойств Бериллий должен находиться в Периодической системе между Литием (относительная атомная масса 7) и Бором (относительная атомная масса 11). Поэтому Менделеев сделал вывод, что Бериллий на самом деле имеет относительную атомную массу, промежуточную между относительными атомными массами этих элементов, т. е. около 9. Со временем экспериментальные исследования подтвердили правильность предположения Д. И. Менделеева.

Предвидение существования еще не открытых химических элементов

Открытый закон природы обретает научное значение только после того, как подтверждается практикой и дальнейшим развитием науки. Закон должен не только объяснять факты и явления, но и предопределять новые открытия. Глубоко убежденный в правильности открытого им закона, Д. И. Менделеев приложил немало усилий для его признания. Он показал, как пользоваться законом для проверки уже известных фактов и для предвидения новых.

На момент открытия Периодического закона было известно только 63 химических элемента (рис. 8.2), но этот закон позволил Менделееву предсказать существование не известных еще в то время элементов.
 

Так, не были известны элементы с атомными массами от 65 (Цинк) до 75 (Арсен). Однако по значению высшей валентности Цинк — это элемент II группы (оксид ZnO), а Арсен — V группы (высший оксид Менделеев предположил, что между Цинком и Арсеном должны быть расположены еще два пока не известных элемента: один из них по свойствам должен быть подобен Алюминию, а другой — Силицию. Он назвал их Экаалюминием (т. е. «подобный Алюминию») и Экасилицием («подобный Силицию»).
Предсказание свойств элементов и их соединений

Д. И. Менделеев не только предсказал существование неизвестных элементов, но и подробно описал свойства некоторых из них. Многие ученые сначала скептически относились к предсказаниям Менделеева. Но после обнаружения этих элементов в природе гениальная прозорливость Д. И. Менделеева получила блестящее подтверждение. Свойства новых открытых элементов — их назвали Галлием и Германием — практически совпали с предсказанными Менделеевым свойствами Экаалюминия и Экасилиция (табл. 4). Это подтвердило истинность Периодического закона.

Д. И. Менделеев определял свойства какого-либо неизвестного элемента как средние между свойствами элементов, окружающих его в Периодической системе. Так, слева и справа от Германия расположены соответственно Галлий и Арсен, а сверху и снизу — Силиций и Станнум. По методу Менделеева, относительная атомная масса Германия должна быть равна среднему арифметическому относительных атомных масс этих четырех элементов. Полученное число — 72,85 — близко к значению относительной атомной массы Германия (72,59).

Открытие инертных газов

Сложным «испытанием» для Периодического закона оказалось открытие инертных газов. Эти вещества содержатся в атмосфере в незначительных количествах. Первым был открыт аргон. Сообщение о его наличии в воздухе ошеломило ученых. Оказывается, воздух, который так тщательно исследован, содержит неизвестный газ! В дальнейшем в воздухе были обнаружены неон, криптон и ксенон. Исследование этих газов показало, что их молекулы одноатомны. Инертные газы не реагировали ни с одним веществом. Попытки

получить соединения инертных элементов с другими элементами не давали результатов. Таким образом, появились элементы с неизвестными валентностями, и им не было места в Периодической системе.

Так как новые элементы были чрезвычайно химически инертны, Д. И. Менделеев расположил их между элементами групп галогенов и щелочных элементов в отдельную группу с номером 0 (в современной Периодической системе они расположены в VIII группе). Так периоды Периодической системы получили свое логическое завершение.

Экспериментальное подтверждение измененных Д. И. Менделеевым относительных атомных масс и открытие элементов с предсказанными заранее свойствами определило мировое признание Периодического закона.

Периодический закон открыл путь к изучению строения атома. Основываясь на Периодическом законе, ученые смогли получать вещества с заданными свойствами, открывать и синтезировать ранее неизвестные химические элементы. Периодический закон позволил ученым выдвигать и доказывать гипотезы о происхождении и превращениях химических элементов во Вселенной.
 

Выводы:

Периодический закон — фундаментальный закон природы, который позволяет объяснить и предсказать свойства химических элементов и образованных ими соединений.

• Изучая состав нефти, Менделеев установил, что намного рациональнее использовать ее для добывания ценных органических веществ, а не для сжигания. Он говорил, что сжигать нефть в печах — все равно, что топить их деньгами.
• Менделеев считал скромность самым бесполезным качеством человека и без стеснения выбивал деньги из правительства. Известна история о посещении лаборатории Менделеева одним из Великих князей. Менделеев, чтобы обратить внимание на затруднительное положение лаборатории и получить деньги на исследования, приказал завалить коридор всяким хламом. Князь проникся проблемами лаборатории и выделил средства.
• Люди, далекие от науки, знали Менделеева исключительно как «чемоданных дел мастера». В свободное время Дмитрий Иванович любил переплетать книги, клеить рамы для портретов, изготавливать чемоданы. Он сам себе шил одежду, так как готовую считал неудобной.
• У деда Менделеева была совсем другая фамилия — Соколов. Дело в том, что тот был священником, в семьях которых в те времена было заведено давать своим сыновьям другие фамилии. Поэтому отец Дмитрия Ивановича получил фамилию соседей-помещиков.

Атом и ядро плюс электроны

Открытие сложного строения атомов

Вам уже известно, что все вещества состоят из атомов, молекул или ионов. В свою очередь, молекулы и ионы образованы из атомов.

Долгое время считалось, что атом невозможно разделить на более мелкие частицы. До начала XX в. была известна только одна количественная характеристика атомов — относительная атомная масса, которая была взята за основу классификации химических элементов. Но, используя только массу атомов, нельзя было объяснить причины периодичности изменения их свойств. Было непонятно, почему атомы с близкими массами, например Алюминий и Силиций, существенно отличаются по свойствам, тогда как атомы с разными массами обладают сходными свойствами. Таким образом, для характеристики атомов знания одной лишь их массы недостаточно. Все это наводило ученых на мысль о том, что атом имеет сложное строение. В начале XX в. было выдвинуто множество гипотез и моделей строения атома, некоторые из которых представлены на рисунке 9.1.

Наибольших успехов в исследовании атома достиг английский ученый Эрнест Резерфорд. В 1909 г. он провел эксперимент, в котором бомбардировал золотую фольгу положительно заряженными альфа-частицами. Большинство из них, проходя сквозь фольгу, не отклонялись от начального направления, некоторые незначительно отклонялись, а небольшое число альфа-частиц существенно отклонялись от первоначальной траектории и иногда даже летели в обратном направлении. Резерфорд писал, что это было так удивительно, как

Рис. 9.1 .а — «кексовая» модель атома Уильяма Томсона (1902), который представлял атом сгустком положительно заряженной материи, где равномерно распределены электроны, как изюм в кексе; б — «кексовая» модель, усовершенствованная Джозефом Джоном Томпсоном (1904), в которой электроны расположены в одной плоскости и образуют концентрические кольца; в — модель атома Хантаро Нагаока (1904), предположившего, что атом похож на планету Сатурн — половину объема занимает положительно заряженный шар, вокруг которого спутники-электроны образуют кольцо будто вы выстреливаете из пушки в лист бумаги, а пушечное ядро отталкивается от него и летит назад вам в лоб.

Английский физик, лауреат Нобелевской премии по химии 1908 г. Является основателем нового направления науки — ядерной физики. Он создал учение о радиоактивности и строении атома. Предложил новую, революционную для того времени теорию строения атома, которая сегодня является общепризнанной. Этим он опроверг мнение о неделимости атома и ошеломил весь мир идеей, что все тела (даже самые твердые) преимущественно являются пустым пространством, в котором движутся крохотные частицы. Осуществил первую искусственную ядерную реакцию и продемонстрировал возможности использования ядерной энергии. Предсказал существование нейтрона.

Результаты этого эксперимента противоречили популярным в то время моделям атомов. Если бы «кексовая» модель атома соответствовала действительности, то альфа-частицы должны были бы свободно проходить сквозь атомы золотой фольги (рис. 9.2). Поскольку альфа-частицы заряжены положительно, то для того чтобы отражаться от фольги, они должны сталкиваться с другими положительно заряженными частицами в составе атомов, образующих золотую фольгу. Основываясь на результатах своего эксперимента, Резерфорд доказал, что положительный заряд в атоме сконцентрирован в центре атома в очень небольшом объеме, который он назвал ядром.

В ходе эксперимента чем ближе к ядру пролетали альфа-частицы, тем сильнее искривлялась их траектория, а частицы, попавшие прямо в ядро, отталкивались от него и летели назад (рис. 9.3).

Резерфорд предложил планетарную модель строения атома, которой с небольшими изменениями мы пользуемся и сегодня (рис. 9.4). Согласно этой модели, весь положительный заряд атома сосредоточен в центре — ядре, которое окружено отрицательно заряженными электронами. Электроны движутся вокруг ядра по определенным орбитам, как планеты вокруг Солнца.

Атом — это электронейтральная химически неделимая частица, состо-(! ^ ящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Модель атома Резерфорда, без сомнения, лучше всех остальных отображала истинное строение атома, но и она имела существенное противоречие: по известным тогда законам физики электрон, если он вращается вокруг ядра, должен непрерывно излучать энергию и со временем упасть на ядро. Модель атома Резерфорда усовершенствовал датский физик Нильс Бор. Он утверждал, что электроны могут вращаться не на любой орбите, а только на определенных расстояниях от ядра, образуя концентрические сферы из электронов. Поэтому иногда планетарную модель атома называют моделью Бора-Резерфорда.

Состав атомов

Итак, атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Заряд электрона называют элементарным, так как он наименьший из всех известных зарядов и потому его абсолютную величину принимают за условную единицу измерения. Именно в этих условных единицах обычно указывают заряды всех частиц: электронов, протонов, ядер, ионов и т. д. Заряд самого электрона принимают за —1.

Электрон — самая легкая из известных элементарных частиц. Его масса составляет г, это в 1837 раз меньше массы самого легкого из атомов — атома Гидрогена. Часто в расчетах массой электрона пренебрегают (считают равной нулю).

Оно состоит из частиц двух видов — протонов и нейтронов (рис. 9.5). Протоны и нейтроны называют нуклонами. Протоны являются положительно заряженными частицами с зарядом +1, а нейтроны не имеют заряда (табл. 5). Это означает, что весь положительный заряд ядра образован только протонами — их число равно заряду ядра:

Любой атом является электронейтральным, следовательно, число протонов с зарядом +1 всегда равно числу электронов с зарядом —1:

Ядро — самая тяжелая часть атома: его масса составляет около 99,97 % от массы атома и определяется числом протонов и нейтронов в ядре. Массы протона и нейтрона почти одинаковы и приблизительно равны 1 а. е. м. Таким образом, сложного строения атома выяснили, что ядро атома также имеет сложное строение.

 

Пример: Ядро атома содержит 5 протонов и 5 нейтронов.

1.    Определим заряд ядра и число электронов в атоме:

Число протонов в ядре = 5 —> Заряд ядра = +5 —> Число электронов = 5

И хотя именно в ядре сосредоточена вся масса атома, тем не менее размеры ядра чрезвычайно малы: его радиус приблизительно в сто тысяч раз меньше радиуса атома (рис. 9.5). Представьте, если размер ядра увеличить до размера яблока, то сам атом будет размером с земной шар.

Порядковый номер химического элемента

У всех атомов одного химического элемента число протонов всегда одинаковое (и равно заряду ядра), а число нейтронов может быть разным, поэтому масса атомов одного элемента также может отличаться. Это означает, что не масса, а именно заряд ядра является основной характеристикой, отличающей атомы одного вида от атомов другого вида. Именно поэтому в начале XX в. изменилось определение понятия химического элемента:

Химический элемент — это разновидность атомов с одинаковым зарядом ядра.
После открытия сложного строения атома была изменена и формулировка Периодического закона:

Свойства химических элементов, а также образованных ими веществ ti ^ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.

Дальнейшее изучение строения атома показало, что протонов в атомах содержится не произвольное число, а равное порядковому номеру химического элемента в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Следовательно, и заряд ядра также равен порядковому номеру:

Оказалось, что, даже не догадываясь о сложном строении атомов, Менделеев при составлении своей Периодической системы расположил элементы в порядке возрастания зарядов их атомных ядер.

• Физики уверены, что протоны, нейтроны и другие частицы состоят из кварков — подлинно элементарных частиц. Однако ученым никак не удается выделить кварки и таким образом подтвердить их существование. Но электрон до сих пор считается элементарной частицей.
• Эрнест Резерфорд проводил исследования в основном в области физики и однажды заявил, что все науки можно разделить на две группы — на физику и коллекционирование марок. Однако Нобелевскую премию Резерфорд получил именно по химии. Позднее он отметил, что из всех превращений, которые ему удалось наблюдать, самым быстрым оказалось его собственное превращение из физика в химика.

Выводы:

• Общепринятой является планетарная модель строения атомов, согласно которой атом состоит из положительно заряженного ядра, вокруг которого на определенном расстоянии вращаются отрицательно заряженные электроны, образуя электронную оболочку атома.
• Ядро атома состоит из нуклонов: положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов. Число протонов в ядре определенного атома равно порядковому номеру химического элемента в Периодической системе. Поскольку атом электронейтрален, то число протонов в ядре атома равно числу электронов в его электронной оболочке.

Нуклиды и изотопы

Как вы уже знаете, ядра атомов состоят из протонов и нейтронов.

Ядра разных атомов могут содержать разное или одинаковое число протонов и нейтронов. Например, на рисунке 10.1 на с. 50 изображены модели четырех атомов. В ядрах этих атомов содержится по три или четыре протона и нейтрона. Но мы видим, что ядра атомов А и В имеют одинаковый состав: они содержат по три протона и три нейтрона. Ядро атома Б также содержит три протона, но в нем четыре нейтрона. Хотя в ядре атома Г также семь частиц, как у атома Б, но распределение по протонам и нейтронам иное.

Итак, на рисунке 10.1 изображены три разновидности атомов. Каждую такую разновидность атомов называют нуклидом. Вы видите, что атомы А и В — это атомы одного нуклида, атомы Б — второго, а атомы Г — третьего.

Нуклид — это разновидность атомов с определенным числом протонов и нейтронов в ядре.
Каждый нуклид характеризуют определенными числами: протонное число Z указывает число протонов в ядре атома данного нуклида;

• нейтронное число N указывает число нейтронов; массовое число, или нуклонное число, А — это число нуклонов, оно равно сумме протонного и нейтронного чисел:

Поскольку массы протона и нейтрона равны приблизительно 1 а.е.м., а масса электрона мизерная, то массовое число атома приблизительно равно его относительной атомной массе, округленной до целого числа.

Обозначение нуклидов

В науке используют специальные обозначения нуклидов: заряд ядра, т. е. протонное число, пишут слева внизу от символа химического элемента, а массовое число — слева вверху (рис. 10.2).

Например, для нуклида Оксигена:

Иногда протонное число опускают и пишут просто поскольку и так известно, что у всех нуклидов Оксигена протонное число равно 8. Нуклиды можно обозначать как химическими символами, так и с использованием названий химических элементов, например: Оксиген-15, Оксиген-18.
Нуклиды единственного элемента — Гидрогена — кроме таких обозначений еще имеют собственные названия: обычный Гидроген —

Протий, ядра его атомов состоят только из одного протона (рис. 10.3а); тяжелый Гидроген D  Дейтерий, в ядрах его атомов кроме одного протона имеется еще один нейтрон (рис. 10.36); сверхтяжелый Гидроген — Тритий, в ядрах атомов которого кроме одного протона имеется два нейтрона (рис. 10.Зв). Ученым удалось получить еще суперсверхтяжелый Гидроген но собственного названия у него пока нет.

• На Земле встречается только два нуклида Гидрогена: Протий и Дейтерий, доля последнего составляет лишь 0,07 % от всех атомов Гидрогена. Тритий в мизерном количестве образуется в атмосфере под действием космического излучения.
• При перегонке большого количества воды на дне перегонного куба собирается немного тяжелой воды, образованной тяжелым нуклидом Гидрогена — Дейтерием. Такая вода внешне похожа на обычную воду, но отличается от нее рядом свойств. Она замерзает не при 0 °С, а при 3,8 °С, превращаясь в лед, который, в отличие от обычного льда, не плавает на поверхности воды, а тонет. Тяжелая вода не ядовита, но большинство живых организмов погибнет, если половину воды в их организме заменить на тяжелую. В тяжелой воде химические реакции протекают медленнее, что влияет на жизнедеятельность организма.

Определение состава атомов

Зная порядковый номер элемента и массовое число нуклида, легко вычислить, сколько электронов, протонов и нейтронов содержит этот атом:

• число электронов равно числу протонов Z, которое совпадает с порядковым номером (зарядом ядра);
• число нейтронов N равно разности между массовым числом А и зарядом ядра: N = А - Z.

Пример: Сколько протонов, нейтронов и электронов содержится в нуклиде Плюмбум-210?

Решение:

Массовое число этого нуклида Плюмбума равно 210. Так как порядковый номер Плюмбума — 82, то в атоме нуклида Плюмбума-210 содержится 82 протона и 82 электрона. Число нейтронов вычислим как разность между массовым числом и числом протонов:

N = 210 - 82 = 128.

Ответ: 82 протона, 128 нейтронов, 82 электрона.
Понятие об изотопах

Мы уже выяснили, что ядра атомов одного химического элемента содержат одинаковое число протонов, которое равно порядковому номеру этого элемента в Периодической системе. Но если протонов в ядрах данного элемента должно содержаться строго определенное число, то число нейтронов в ядре может быть разным, поскольку это не влияет на заряд ядра, а только на его массу.

На рисунке 10.1 на с. 50 изображены модели некоторых атомов. И хотя атомы А и Б являются атомами разных нуклидов, в их ядрах одинаковое число протонов (по три). Таким образом, эти нуклиды представляют один и тот же химический элемент: они проявляют одинаковые химические свойства, но обладают разной массой.

Все нуклиды, имеющие одинаковый заряд (протонное число) и разное нейтронное число, называют изотопами (рис. 10.4). Поскольку нуклиды с одинаковым протонным числом относятся к одному химическому элементу, то:
Изотопы — это разные нуклиды одного химического элемента.
Например, в ядре атомов Оксигена содержится 8 протонов (порядковый номер Оксигена в Периодической системе — 8). А число нейтронов может быть 7, 8, 9 и даже 10.

Следовательно, среди атомов Оксигена можно выделить четыре разных нуклида: Но все эти нуклиды являются изотопами.

Нуклиды в природе

Всего известно более 2000 нуклидов. Поскольку химических элементов в настоящее время насчитывается 118, то большинство этих нуклидов являются изотопами, и можно предположить, что в среднем на каждый элемент приходится около 10 нуклидов. Но, безусловно, каждый химический элемент имеет разное число нуклидов.

Рекордсмены по числу нуклидов — Ксенон и Цезий: каждый из них существует в виде 36 нуклидов, большинство из которых нестабильны.

У большинства химических элементов имеются природные нуклиды, т. е. те, что встречаются в природных телах. Таких нуклидов существует около 300. Остальные нуклиды получены искусственно.

В природе элементы обычно существуют в виде смеси нескольких нуклидов, например Карбон Нитроген Рекордсменом по числу природных нуклидов (10) является Станнум. А некоторые химические элементы имеют лишь один природный нуклид, например Флуор Натрий  Фосфор

Вы, наверное, заметили, что значения относительных атомных масс элементов, приведенные в Периодической системе, не целые числа: а массовые числа всех нуклидов — целые числа. Это связано с тем, что большинство элементов встречается в природе в виде нескольких нуклидов, и значение, приведенное в таблице, является средним, вычисленным с учетом содержания каждого нуклида. Так, природный Хлор на 75 % состоит из атомов и на 25 % — из поэтому его относительная атомная масса равна 35,5.

• Все нуклиды разделяют на стабильные и нестабильные. Стабильные нуклиды существуют бесконечно долго. Большинство окружающих нас атомов относятся именно к стабильным нуклидам.
• Химические элементы, не имеющие стабильных нуклидов, называют радиоактивными. К ним относятся все элементы, расположенные в Периодической системе за Висмутом, а также Технеций и Прометий. Большинство радиоактивных элементов получено искусственно и в природе не встречаются. В Периодической системе вместо относительной атомной массы для радиоактивных элементов указывают массовые числа самых стабильных из их нуклидов.
• О сложном строении ядра атома узнали в начале XX в., но впервые искусственно расщепить ядро атома удалось только в 1932 г. ученым А. К. Вальтеру, Г. Д. Латышеву, А. И. Лейпунскому, К. Д. Синельникову из Харьковского физико-технического института. В 2016 г. на базе этого института была открыта ядерная установка «Источник нейтронов», которая позволит получать до 50 радиоактивных нуклидов для диагностики многих заболеваний, в частности рака. Сегодня украинские ученые из научных учреждений Киева, Львова и Харькова являются членами международной научной группы, изучающей теорию строения элементарных частиц на Большом адронном коллайдере.

Выводы:

Разновидность атомов с определенным числом протонов и нейтронов называют нуклидом. Если нуклиды содержат одинаковое число протонов, т. е. являются нуклидами одного химического элемента, то такие нуклиды называют изотопами.

• Разные нуклиды обозначают, указывая массовое число рядом с символом элемента, а нуклиды Гидрогена имеют собственные названия: Протий, Дейтерий, Тритий.
• Каждый нуклид описывают определенными числами: протонное число Z — число протонов в ядре, нейтронное число N — число нейтронов в ядре, массовое число А — нуклонное число, равное сумме протонного и нейтронного чисел.
• Каждый элемент может существовать в виде нескольких нуклидов. Нуклиды, встречающиеся в природе, называют природными. Нуклиды, которые могут существовать бесконечно долго, называют стабильными, а нуклиды, которые со временем подвергаются радиоактивному распаду, — радиоактивными.

Движение электронов в атоме и электронные орбитали

Двойственность поведения электрона:

Частицы с такими малыми размерами, как у электрона, обладают уникальными свойствами, отличающими их от обычных тел, с которыми мы сталкиваемся в повседневной жизни. В 1923 г. выдающийся французский физик Луи де Бройль установил, что электрон одновременно проявляет свойства и частицы и волны, т. е. имеет двойственную природу. Подобно другим частицам, электрон имеет определенную массу и заряд. Наряду с этим во время движения электрон проявляет волновые свойства. Волна отличается от частицы тем, что ее положение в пространстве в определенный момент времени нельзя точно определить.

В связи с этим для электрона невозможно одновременно определить скорость движения и направление. Если мы знаем направление движения электрона, то нельзя определить его скорость, и наоборот. Поэтому невозможно рассчитать траекторию движения электрона в атоме. Этот принцип впервые определил немецкий ученый В. Гейзенберг.

Таким образом, планетарная модель атома Резерфорда не в полной мере соответствует действительности в том, что электрон вращается вокруг ядра по определенной орбите. Для электрона понятие «траектория» применять вообще нельзя. Можно лишь утверждать, что в определенной точке пространства существует определенная вероятность пребывания электрона.

Понятие об орбиталях

Попробуйте ответить на вопрос: «Где во время футбольного матча находится вратарь?». Ответ «в воротах» не совсем соответствует действительности. Вратарь постоянно перемещается в пределах определенного пространства около ворот. Наиболее вероятное его место — непосредственно у ворот, с меньшей вероятностью его можно найти в середине поля и еще меньше вероятность, что он будет в воротах противника. И почти невероятно обнаружить вратаря на трибунах болельщиков во время матча. Таким образом, если следы от обуви вратаря обозначить на условной схеме, то получим изображение, как на рисунке 11.1. Можно сказать, что следы вратаря образуют «облако» вокруг ворот. Там, где плотность «облака» наибольшая, там вратарь находится чаще всего, а там, где он находится редко,— «облако» разрежено.

Так и электрон в атоме находится не в конкретной точке, а образует во время движения электронное облако, плотность которого (электронная плотность) показывает, в каких местах электрон находится чаще, а в каких — реже. Если бы у нас была возможность отмечать след электрона в пространстве, то для атома Гидрогена получили бы облако, как на рисунке 11.2. Ту часть электронного облака, в которой электрон находится больше всего, т. е. в которой электронная плотность большая, называют атомной орбиталью. Если продолжить аналогию с перемещением вратаря во время матча, то «орбиталь» вратаря — это место около ворот (рис. 11.1). Атомная орбиталь — это часть пространства, где вероятнее всего находится электрон.

Орбиталь — это часть пространства, где вероятность пребывания элек-ti ® трона выше 90 %.

Электронные облака, образованные отдельными электронами в атоме, вместе образуют общее электронное облако атома — электронную оболочку.
Разновидности электронных орбиталей

Обычно электронную оболочку атомов образует не один электрон. Их может быть до нескольких десятков и даже около сотни. Они не могут располагаться на одной орбитали. Поэтому в большинстве атомов электроны находятся на разных орбиталях, среди которых выделяют четыре типа. Каждый тип орбиталей характеризуется разными свойствами, в частности, они имеют разную форму.

Орбитали разной формы обозначают разными буквами: s, р, d и f

s-Орбитали имеют форму шара (рис. 11.3а, с. 58), иначе говоря, электрон, который находится на такой орбитали (его называют s-электроном), большую часть времени находится внутри сферы. р-Орбитали имеют форму объемной восьмерки (рис. 11.36). Формы d- и f-орбиталей намного сложнее (рис. 11.3в-е).

Как узнали о формах орбиталей? Конечно, орбиталь увидеть невозможно ни невооруженным глазом, ни при помощи современных приборов. Орбиталь — это лишь часть пространства. А как можно увидеть пространство? Так же невозможно увидеть и электрон, который находится в пределах орбитали. О форме орбиталей мы знаем благодаря математическим методам моделирования движения частиц. В 1926 г. австрийский физик Эрвин

Шредингер вывел фундаментальное уравнение (уравнение Шредингера), описывающее движение электрона в атоме, которое позволило определить вероятность пребывания электрона в той или иной части пространства, а следовательно, и определить форму орбиталей. Открытие Шредингера было одной из предпосылок возникновения квантовой химии, которая изучает строение электронных оболочек атомов и молекул.

Австрийский физик, лауреат Нобелевской премии по физике 1933 г. Родился в Вене в семье фабриканта. Среднее образование получил дома, в 1906 г. поступил в Венский университет, а уже через четыре года защитил докторскую диссертацию. Свои исследования проводил в области общей теории относительности, статистической механики, теории цвета. Наибольший вклад внес в квантовую механику, сформулировав волновую функцию (уравнение Шредингера), которое описывает поведение микрочастиц — электронов, протонов, атомов и др. Это открытие стало мощным толчком в развитии теоретической физики и химии.

Выводы:

1. Электрон имеет двойственную природу: он одновременно проявляет свойства и частицы, и волны. Поэтому при определении положения электронов в атоме используют понятие об орбитали как части пространства, где пребывание электрона наиболее вероятно.
2. Различают четыре типа орбиталей: s, р, d и f.

Структура электронной оболочки атома

В электронных оболочках атомов орбитали существуют не хаотично. Они образуют четкие структуры, которые отличаются по числу и типу орбиталей.

Структуру орбиталей в атоме можно сравнить с многоэтажным домом, в котором отдельные комнаты это энергетический уровень, или энергетический слой.

Энергетический уровень объединяет определенное число орбиталей, имеющих приблизительно одинаковую энергию (рис. 12.1).

Каждый энергетический уровень обозначают числом n (n = 1,2, 3,    ...) или большой латинской буквой (К, L, М и далее по алфавиту).

Для первого (ближайшего к ядру) уровня n = 1 (уровень К), для
второго n = 2 (уровень L), для третьего n= 3 (уровень М) и т. д. Слоистое строение электронной оболочки атомов можно изобразить так: окружностью обозначено ядро, которое имеет определенный заряд, а дугами — энергетические уровни:

Таким образом, первый энергетический уровень состоит из одной орбитали, второй — из четырех, третий — из девяти и т. д.

В многоэтажном доме каждый этаж разделен на квартиры. Но наш дом необычный. Число квартир на каждом этаже равно номеру этажа, т. е. на первом этаже одна квартира, на втором — две и т. д. Так же и в электронной оболочке каждый энергетический уровень состоит из энергетических подуровней.

Энергетические подуровни обозначают так же, как и орбитали:
Обычно квартиры в домах разделены на комнаты. В нашем случае комнаты — это орбитали.

Каждый энергетический подуровень может содержать только определенное число орбиталей, которое соответствует его типу:

Можно перечислить орбитали, из которых состоят энергетические уровни и подуровни, следующим образом (для первых трех уровней):

Графически орбиталь принято обозначать квадратом. Орбитали первых четырех энергетических уровней будут выглядеть так:

Как видим, первый энергетический уровень состоит из одного s-подуровня, образованного одной s-орбиталыо. Второй уровень состоит из двух подуровней (s и р), образованных одной s-орбиталью и тремя р-орбиталями (всего четыре). Третий уровень состоит из трех подуровней (s, р и d), образованных одной s-орбиталыо, тремя р-орбиталями и пятью d-орбиталями (всего девять). На четвертом уровне добавляется еще семь f-орбиталей и всего четвертый уровень состоит из 16 орбиталей. Таким образом, общее число орбиталей на уровне n соответствует количеству

Обратите внимание, что энергетические уровни при графическом изображении нумеруются снизу вверх. Таким образом подчеркивают, что снизу вверх возрастает энергия энергетических уровней. Следовательно, первый энергетический уровень является ближайшим к ядру и энергетически самым низким. Находящиеся на нем электроны имеют наименьшую энергию. Чем выше расположен энергетический уровень, тем дальше от ядра он находится и тем большую энергию имеют электроны.

Итак, электронные оболочки атомов имеют довольно сложную, но четкую структуру из энергетических уровней, подуровней и орбиталей. Как они заполняются электронами, вы узнаете в следующем параграфе.

• В атоме орбитали располагаются таким образом, что ядро атома совпадает с центром каждой орбитали. Если подуровень состоит из нескольких орбиталей, то они располагаются таким образом, чтобы быть максимально отдаленными друг от друга. Например, три р-орбитали будут расположены вдоль взаимно перпендикулярных осей с центром в ядре атома.
• При графическом изображении орбиталей электронной оболочки атомов на пятом энергетическом уровне необходимо добавлять g-орбитали, но ни в одном химическом элементе они не заполняются электронами, поэтому структуру энергетических уровней, начиная с четвертого, изображают одинаково — состоящими из четырех подуровней.

Английский физик Чарлз Баркла, предлагая обозначать энергетические уровни буквами, сначала использовал буквы А, В, С и далее. Но затем предположил, что, возможно, существуют еще более низкие энергетические уровни, поэтому, чтобы оставить буквы алфавита для этих более низких уровней, он начал обозначение с буквы К (затем L, М и далее). Со временем оказалось, что он открыл самые низкие уровни, но другие буквы присваивать им так и не стали.
 

Обозначение энергетических подуровней (s, р, d, f) никоим образом не связано с формой орбиталей. Названия подуровням давали ученые, которые изучали излучение атомов с этих орбиталей. Они назвали их по форме полос излучения: sharp — выразительная, principal— главная, diffuse — размытая, диффузная, fundamental — основная. А когда открыли следующий подуровень, его просто обозначили следующей буквой после f, т. е. д.
 

Выводы:

Орбитали образуют энергетические уровни. Каждый энергетический уровень состоит из энергетических подуровней, которые, в свою очередь, состоят из определенного числа орбиталей.

Распределение электронов в электронной оболочке атомов

Вместимость орбиталей:

Электроны распределяются по орбиталям согласно определенным правилам. Первым рассмотрим правило, определяющее число электронов, которое может содержать одна орбиталь: на каждой орбитали максимально могут разместиться два электрона, которые имеют одинаковую энергию, но отличаются особым свойством — спином.

Спин электрона — это его внутреннее свойство, характеризующее отношение электрона к магнитному полю. Наглядно это свойство

можно представить как возможность вращения электрона вокруг своей оси. Если два электрона вращаются вокруг собственной оси в одном направлении, то говорят, что их спины параллельны, а если в разных направлениях — то их спины антипа-раллельны (рис. 13.1).

Таким образом, одна орбиталь может содержать только такие два электрона, спины которых являются антипараллельными. Это правило называют принципом запрета Паули:

 На одной орбитали могут находиться не более двух электронов, причем их спины должны быть антипараллельными.

Графически орбиталь изображают в виде квадрата, а электроны — в виде стрелок, направленных вверх или вниз, показывающих направление спина электрона. Стрелки, направленные в противоположные стороны, обозначают электроны с противоположными спинами:

• — свободная (вакантная или незаполненная) орбиталь;
• - орбиталь, содержащая один электрон; такой электрон называют неспаренным;
• — заполненная орбиталь, содержащая два электрона с противоположными спинами; такие электроны называют спаренными, или электронной парой.

Австрийский и швейцарский физик, лауреат Нобелевской премии по физике 1945 г. Еще школьником прочитал труд Эйнштейна о теории относительности.

В 20 лет написал статью об общей и специальной теории относительности, которую одобрил сам Эйнштейн. Работал ассистентом у Нильса Бора. Высказал предположение, что электронам присуще свойство, которое позднее назвали спином. Сформулировал закон, известный как принцип запрета Паули, который является фундаментальным для понимания строения атомов, атомных ядер, свойств металлов и других физических явлений. За его личностные качества и склонность к беспощадному критическому анализу коллеги называли его «совестью физики».

Принцип наименьшей энергии

Все химические свойства веществ определяются строением электронных оболочек атомов. Для того чтобы описать электронное строение атома, необходимо знать, как именно распределены электроны по его орбиталям. Давайте рассмотрим, как электроны заполняют электронные орбитали атомов.

Электроны занимают орбитали последовательно, начиная с первого энергетического уровня, в порядке возрастания энергии уровней.

Сначала «заселяется» первый энергетический уровень, затем — второй, третий и т. д. Этот принцип называют принципом наименьшей энергии.

Число энергетических уровней, заполняемых в атоме элемента, определяют по номеру периода Периодической системы, в котором расположен этот химический элемент.

Так, в атомах химических элементов первого периода заполняется только первый энергетический уровень, в атомах элементов второго периода — первые два энергетических уровня, третьего — три и т. д.

Например, Гидроген расположен в первом периоде под номером 1. Это означает, что в электронной оболочке его атомов имеется только один электрон, который находится на первом энергетическом уровне на единственной s-орбитали.

Графически строение электронной оболочки атомов Гидрогена записывают следующим образом:

Кроме графического изображения строения электронной оболочки используют также ее запись в виде электронной формулы (электронной конфигурации), в которой приводят все занятые энергетические подуровни с указанием числа электронов на каждом из них.

Гелий также расположен в первом периоде, следовательно, в электронной оболочке его атомов также заполняется первый энергетический уровень, который состоит из одной s-орбитали. Но на этой орбитали уже находится два электрона, так как порядковый номер Гелия — 2. Согласно принципу Паули, на одной орбитали эти электроны имеют антипараллельные спины:

У элементов второго периода начинает заполняться электронами второй энергетический уровень. На втором уровне уже два подуровня: s-подуровень (одна орбиталь) и р-подуровень (три орбитали):

Независимо от числа энергетических уровней электроны сначала заполняют самый низкий уровень, т. е. в данном случае первый, а затем уже второй. Например, рассмотрим строение электронной оболочки Лития, которая содержит три электрона (порядковый номер — 3). Поскольку первый уровень максимально вмещает два электрона, то на втором должен находиться только один электрон. Как вы считаете, какую орбиталь «выберет» третий электрон? Согласно принципу наименьшей энергии, каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была наименьшей, следовательно, среди свободных орбиталей он выбирает орбиталь с наиболее низкой энергией.
Среди всех орбиталей s-орбитали обладают наименьшей энергией, поэтому единственный электрон второго энергетического уровня будет занимать s-орбиталь, а р-орбитали в данном случае останутся свободными:

Рассмотрим строение электронной оболочки Бериллия. Его четвертый электрон также должен выбрать ту же орбиталь, что и третий электрон Лития. До тех пор, пока не заполнится текущий подуровень, следующий заполняться не начинает. Так, в атоме Бериллия (порядковый номер — 4) полностью заполнен s-подуровень, образуя электронную пару, а р-подуровень снова остается свободным:

Только если s-орбиталь заполнена, электроны начинают располагаться на р-орбиталях. Так, в атоме Бора (порядковый номер — 5) на р-орбитали уже появляется один электрон:

Анализируя электронные формулы последних трех расмотренных элементов, можно сделать вывод, что у других элементов второго периода также будут заполняться электронами орбитали первых двух энергетических уровней, а электронная оболочка каждого следующего элемента будет отличаться от электронной оболочки предыдущего только на один электрон.

Распределение электронов по орбиталям на энергетическом подуровне

Часто бывают случаи, когда на подуровнях, состоящих из нескольких орбиталей, размещается несколько электронов. Возникает вопрос: какие орбитали они занимают? Например, если на р-подуровне находится два электрона, то они могут занять или одну р-орбиталь, или две разные р-орбитали:

Для такого случая существует правило, согласно которому электрон занимает свободную орбиталь, а при отсутствии свободной — образует пару с другим электроном в полузаполненной орбитали. Так же, как и люди в троллейбусе сначала садятся на свободные места, а если свободных мест нет, то подсаживаются к другим пассажирам. Это правило называют правилом Хунда:
В пределах одного энергетического подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы число неспаренных электронов было максимальным.

Немецкий физик-теоретик. Родился в городе Карлсруэ. В возрасте 26 лет закончил Геттингенский университет. На протяжении следующих 40 лет работал почти во всех известных университетах Германии. Важнейшие труды Хунда посвящены квантовой механике, спектроскопии атомов и молекул, магнетизму, квантовой химии и истории физики. В 1927 г. сформулировал эмпирические правила, регулирующие порядок заполнения атомных орбиталей электронами (правила Хунда). Ввел представление о сигма- и пи-связях. Вместе с Маликеном и Лен-нард-Джонсом участвовал в разработке нового метода квантовой химии — метода молекулярных орбиталей.

Согласно этому правилу, в электронной оболочке атома Карбона есть два неспаренных электрона:

Только если на р-подуровне должно расположиться более трех электронов, то «лишний» электрон образует электронную пару с другим электроном, который уже размещен на этом подуровне:

Таким образом, в атомах Неона первый и второй энергетические подуровни полностью заполнены электронами:

Строение электронных оболочек атомов элементов третьего и четвертого периодов

Электронные оболочки атомов элементов других периодов заполняются по таким же правилам. Так, у атомов первого элемента
третьего периода — Натрия — начинает заполняться третий энергетический уровень

Обратите внимание, что в атоме Натрия на третьем энергетическом уровне появляется третий подуровень, который состоит из d-орбиталей. Но, как и р-орбитали, у Натрия орбитали d-подуровня еще не заполняются электронами и остаются свободными.

В атомах последнего элемента третьего периода — Аргона — полностью заняты все s- и р-орбитали:

В атомах элементов четвертого периода начинает заполняться электронами четвертый энергетический уровень, несмотря на то что третий уровень еще не заполнен. Это связано с тем, что энергия 4s-подуровня меньше, чем энергия 3d-подуровня, хотя в данном случае d-подуровень расположен на более близком к ядру электронном уровне. В атомах первого элемента четвертого периода — Калия — один электрон располагается на 4s-подуровне:

У следующего элемента — Кальция — 4s-подуровень заполнен полностью.

Итак, мы рассмотрели основные принципы, которые помогут понять строение электронных оболочек атомов первых двадцати химических элементов. Эти принципы являются универсальными и распространяются также и на другие элементы. Но для других элементов необходимо применять еще некоторые дополнительные правила, которые вы узнаете при более глубоком изучении химии.

Сравнить энергию разных электронных подуровней можно при помощи суммы двух чисел (n + l). Число n— это номер энергетического уровня, на котором находятся орбитали, а l — это число, соответствующее энергетическому подуровню (типу орбитали). Так, для s-орбиталей l = 0, для р-орбиталейl = 1, для d-орбиталейl = 2, для f-орбиталейl = 3. Согласно правилу Клечковского, подуровни заполняются электронами в порядке увеличения суммы (n + l). Если для двух подуровней эта сумма одинаковая, то заполняется тот подуровень, который находится на более близком к ядру электронном уровне. Так, для 4s-подуровня сумма (n + l) равна 4 + 0 = 4, а для Зс/-подуровня сумма (n + l) равна 3 + 2 = 5. Следовательно, энергия 4s-подуровня меньше, чем 3d-подуровня, поэтому он заполняется раньше. Таким образом можно сравнивать энергии любых энергетических подуровней.

Интеллектуальные способности Паули значительно превосходили его «умение» работать руками. Коллеги обычно шутили по поводу таинственного «эффекта Паули», когда при появлении невысокого полноватого ученого в лаборатории случались поломки и аварии.
 

Выводы:

На одной орбитали может находиться не более двух электронов, причем их спины должны быть антипараллельными. Орбитали заполняются электронами по принципу наименьшей энергии: сначала заполняется первый энергетический уровень, затем — второй и третий.

Строение электронных оболочек атомов и структура Периодической системы

Число химических элементов в периодах

Структура Периодической системы полностью определяется принципами строения электронной оболочки атомов. Это еще раз подтверждает гениальность Д. И. Менделеева, который создал Периодическую систему, не имея представления об электронах и сложном строении электронной оболочки.

Если на одном энергетическом подуровне находится несколько электронов, то они распределяются таким образом, чтобы число неспаренных электронов было максимальным.

Число химических элементов, находящихся в каждом периоде, определяется вместимостью соответствующих энергетических уровней и подуровней. Учитывая заполняемость энергетических подуровней химических элементов, можно определить число химических элементов в периоде:

Классификация химических элементов

Вы уже знаете, что атомные орбитали разделяют по типам на s, р, d и f. Так же классифицируют и химические элементы.

Если в атомах химического элемента последним заполняется s-подуровень, то такие элементы относят к s-элементам. В Периодической системе клетки с такими элементами обычно окрашены в красный цвет (см. форзац 1). Если последним заполняется р-подуровень, то такие элементы называют p-элементами (желтый цвет). Соответственно, d-подуровень заполняется у d-элементов (синий цвет) и /-подуровень — у f-элементов (зеленый цвет).

Вы уже заметили, что на каждом энергетическом уровне есть s-подуровень, который максимально содержит два электрона и всегда заполняется первым. Это обусловливает то, что каждый период Периодической системы всегда начинается с двух s-элементов.

Начиная со второго энергетического уровня появляется р-подуровень, который максимально содержит шесть электронов. Следовательно, в каждом периоде, начиная со второго, содержится по шесть p-элементов. Соответственно, каждый период, начиная с четвертого, содержит по десять d-элементов, а начиная с шестого — еще по четырнадцать f-элементов, которые образуют два семейства элементов — лантаноиды и актиноиды.

Строение электронных оболочек и группы Периодической системы
Рассмотрим строение электронных оболочек атомов таких химических элементов: Литий, Натрий, Оксиген и Сульфур. Если их сравнить, то можно увидеть, что у элементов одной группы подобная электронная формула атомов.

В атомах Лития и Натрия, расположенных в I группе Периодической системы, на внешнем уровне находится по одному электрону на s-орбиталях. Отличие лишь в том, что у Лития внешним является второй энергетический уровень, а у Натрия — третий. Так же у атомов Оксигена и Сульфура. Эти элементы относятся к VI группе, значит, на внешних уровнях их атомов — по шесть электронов, которые у них одинаково распределены по s- и р-подуровням. Таким образом, эти две пары элементов являются электронными аналогами.

Когда вы ознакомились с общим строением Периодической системы, то узнали, что в группы объединены элементы со сходными свойствами. Основываясь на электронном строении атомов, можно утверждать, что это сходство прежде всего определено электронной аналогией.

Строение внешнего электронного уровня атомов химических элементов, относящихся к одной подгруппе, является подобным (рис. 14.1).

Распределение элементов по главным и побочным подгруппам также определяется строением электронных оболочек атомов. К главным подгруппам относятся только s- и p-элементы, у которых заполняется внешний энергетический уровень, а к побочным подгруппам относятся только d-элементы, у которых заполняется предпоследний электронный слой.

Таким образом, принцип заполнения электронных оболочек атомов электронами полностью отражен в структуре Периодической системы.

Выводы:

1. Число химических элементов в каждом периоде определяется исключительно строением электронной оболочки атомов. Первый период может содержать только два элемента, второй и третий — по восемь и т. д.
2. По строению электронных оболочек химические элементы делят на s-, р-, d- и f-элементы. Каждый период начинается двумя s-элементами и заканчивается шестью p-элементами. В каждом периоде, начиная с четвертого, между s- и p-элементами расположено по 10 d-элементов. А f-элементы образуют два семейства элементов — актиноиды и лантаноиды.
3. Распределение элементов по группам также основано на строении электронной оболочки атомов. Элементы одной подгруппы (главной или побочной) являются электронными аналогами: строение внешнего электронного уровня у этих элементов сходно.

Строение электронных оболочек и характер химических элементов

У электронной оболочки нет четких границ, поэтому радиус атомов определяют по расстоянию между ядрами соединенных атомов. Размер ядра атома по сравнению с размером атома мизерный, поэтому размер атомного ядра никоим образом не влияет на размер атомов (рис. 15.1). Радиус атомов полностью обусловлен числом электронных слоев (энергетических уровней).

В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента (сверху вниз) увеличивается число занятых энергетических уровней. Поэтому радиус атомов химических элементов одной группы увеличивается (рис. 15.2).

У атомов химических элементов одного периода число заполняемых электронных слоев одинаково. Это означает, что и радиус их атомов должен быть одинаковым. Но в периоде с увеличением порядкового номера химического элемента заряд ядра постепенно возрастает. Электроны с увеличением заряда ядра притягиваются к нему сильнее, и потому в периоде радиус атомов постепенно уменьшается (рис. 15.2, с. 77).

Причина инертности инертных элементов

Зная электронное строение атома, можно предсказать характер химических элементов и свойства их соединений. Эти свойства обусловлены электронами, которые находятся на внешних энергетических уровнях. Такие электроны называют валентными. Рассмотрим влияние строения внешнего электронного уровня на характер элементов.

Среди химических элементов особую группу составляют инертные элементы. Их особенность заключается в том, что они не «стремятся» образовывать соединения. У атомов инертных элементов чрезвычайно устойчивая электронная оболочка, которая обусловливает их химическую инертность. В чем заключается причина ее устойчивости? Проанализируем строение внешнего электронного уровня инертных элементов:

У атомов Гелия на внешнем уровне находится два электрона. Это максимальная вместимость первого энергетического уровня, т. е. у атомов Гелия электронная оболочка полностью заполнена. У атомов Неона электронная оболочка также содержит максимальное число электронов — восемь. Атомы других инертных элементов (Аргон, Криптон и др.) на внешнем уровне содержат по 8 электронов. Их внешний энергетический уровень хоть и не заполнен полностью, но это соответствует заполненным s- и р-орбиталям на внешнем уровне. Именно этим и объясняется химическая инертность данных элементов: они вообще не вступают в химические реакции.

Таким образом, атомы с завершенными энергетическими уровнями или на внешнем уровне которых содержится восемь электронов, обладают повышенной химической устойчивостью.

Металлический и неметаллический характер химических элементов

Атомы всех других химических элементов стремятся иметь такую же электронную оболочку, как у инертных элементов. Для этого они отдают или присоединяют электроны, чтобы их электронная оболочка стала такой же, как у атомов ближайшего инертного элемента.

Отдавая или присоединяя электроны, атом превращается в заряженную частицу, которую называют ионом. Различают катионы — ионы с положительным зарядом и анионы — отрицательно заряженные ионы.

Если электронов на внешнем энергетическом уровне мало, то их легче отдать, что характерно для металлических элементов. А если электронов на внешнем уровне много, то такие атомы присоединяют электроны, что характерно для неметаллических элементов.

Атомы большинства неметаллических элементов могут также и отдавать электроны, но главное отличие заключается в том, что атомы металлических элементов способны только отдавать электроны, а неметаллических — и отдавать, и принимать.

Рассмотрим щелочной элемент Натрий — элемент главной подгруппы I группы. Простое вещество, образованное Натрием,— активный металл. Высокая химическая активность натрия объясняется наличием в его атомах единственного валентного электрона, который он легко отдает в химических реакциях. Теряя этот электрон, атом Натрия превращается в положительно заряженный ион с электронной формулой инертного элемента Неона:

Ионы входят в состав всех соединений Натрия, например соды и поваренной соли. В отличие от атомов Натрия, ионы Натрия химически инертны и почти безвредны для организма (рис. 15.3, с. 80). Весь Натрий, который содержится в организме человека (около 90 г), находится именно в виде ионов.

Рассмотрим галоген Флуор — элемент главной подгруппы VII группы. Простое соединение, образованное Флуором,— активный неметалл. Высокая химическая активность фтора объясняется тем, что в его атомах на внешнем уровне находится семь электронов. До его завершения не хватает лишь одного электрона, поэтому для них наиболее характерным является процесс присоединения электрона. Например, атом Флуора, присоединяя один электрон, превращается в ион у которого электронная формула инертного элемента Неона:

Рассмотрим Карбон — элемент главной подгруппы IV группы. Его атомы на внешнем уровне содержат по четыре электрона. Они могут принять электронную конфигурацию Гелия, отдав четыре электрона, или электронную конфигурацию Неона, присоединив четыре электрона:

Таким образом, Карбон может проявлять как металлические, так и неметаллические свойства. Но Карбон относят к неметаллическим элементам, так как главная особенность неметаллических элементов — способность присоединять электроны, и она преобладает над способностью их отдавать.

В атомах переходных элементов (d-элементов) на внешнем уровне, как правило, находится два электрона. Благодаря этому все переходные элементы являются металлическими. Все f-элементы (лантаноиды и актиноиды) также являются металлическими.

Электронные формулы ионов можно определить по формулам атомов, прибавив к ним или отняв от них нужное число электронов.

Например, электронная формула атома Лития — а катиона Лития что совпадает с электронной формулой Гелия.

При образовании анионов присоединенные электроны занимают свободные места на орбиталях. Например, формула атома Хлора а аниона что совпадает с электронной формулой Аргона.
Изменение металлических и неметаллических свойств

У различных химических элементов — металлических или неметаллических — разная химическая активность. Это так же обусловлено числом валентных электронов на внешнем электронном уровне их атомов.

Элементам I группы нужно отдать один электрон, а II группы — два электрона. Один электрон отдать легче, чем два. Следовательно, чем больше электронов на внешнем электронном уровне, тем атомам сложнее их отдавать, поэтому с увеличением числа электронов на внешнем уровне (в периодах) металлические свойства элементов ослабевают.

Чем больше электронов не хватает до завершения электронного уровня, тем тяжелее их присоединять, поэтому, чем меньше электронов на внешнем уровне, тем слабее проявляются неметаллические свойства элементов.

В периоде с увеличением порядкового номера металлические свойства элементов и образованных ими простых веществ ослабляются, а неметаллические — усиливаются (рис. 15.4, с. 82).

У элементов одной группы на внешнем уровне находится одинаковое число электронов. Например, у атомов щелочных элементов по одному электрону, но они расположены на разных уровнях: у атомов Лития — на втором, Натрия — на третьем и т. д. Чем дальше от ядра расположены валентные электроны, тем слабее они притягиваются к ядру. Поэтому атомы Натрия отдают электроны легче, чем атомы Лития.

С увеличением радиуса атомов внешние электроны легче терять, поэтому металлические свойства в группах усиливаются. Вместе с тем неметаллические свойства элементов в группах с увеличением радиуса атомов ослабевают. Металлические свойства элементов одной подгруппы сильнее всего выражены у элементов с наибольшим радиусом (наибольшим порядковым номером), а неметаллические — у элементов с наименьшим радиусом (наименьшим порядковым номером) (рис. 15.5).

Среди всех химических элементов наиболее активным металлическим элементом является Франций (поскольку Франций в природе не встречается, а получен искусственно, то среди существующих элементов наиболее активным является металлический элемент — Цезий).

А наиболее активный неметаллический элемент — Флуор.

Как вы смогли заметить, свойства элементов и их соединений обусловлены строением электронных оболочек их атомов. А значит, и периодичность изменения этих свойств связана с периодичностью повторений электронной конфигурации атомов.

Выводы:

1. Радиус атомов определяется размером электронной оболочки. В периодах радиус атомов уменьшается, а в группах — увеличивается.
2. Свойства элементов и их соединений обусловлены строением электронных оболочек атомов. Металлические свойства проявляют главным образом элементы, у атомов которых на внешних уровнях находится не больше четырех электронов. Атомы неметаллических элементов содержат на внешнем уровне четыре и больше электронов.
3. В периодах металлические свойства элементов с увеличением порядкового номера ослабевают, а в группах — усиливаются. Неметаллические свойства, наоборот, в периодах усиливаются, а в группах — ослабевают.

Характеристика химических элементов по их месту в периодической системе и строению атома

По месту в Периодической системе и электронной конфигурации элемента можно предсказать его свойства и охарактеризовать его относительно других элементов. Охарактеризовать элемент можно по приведенному плану. Рассмотрим его на примере Карбона и Кальция (табл. 6).

Выводы:

Для того чтобы охарактеризовать химический элемент, кроме указания его положения в Периодической системе, необходимо также определить строение его атома и характер образуемых им соединений.

Химическая связь и строение вещества

Электронная природа связи:

Почти двести лет назад ученые ввели понятие о валентности как способности атомов соединяться с другими атомами. Например, атомы Гидрогена всегда одновалентны, а Оксигена — двухвалентны. Основываясь на этих данных, начали изображать структурные формулы молекул следующим образом:

В этих формулах черточками обозначены химические связи, которые существуют между атомами. Но что такое химическая связь? Только после открытия электрона английским физиком Дж. Томсоном в 1897 г. было высказано предположение, что химические связи имеют электронную природу и образуются благодаря смещению или перенесению электронов от одного атома к другому. Позднее оказалось, что эта гипотеза была верной.

Атом, как вы уже знаете, состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Простейший атом — атом Гидрогена — содержит один электрон, который находится на

первом энергетическом уровне. При сближении двух атомов Гидрогена ядро одного из них притягивает электрон другого атома и наоборот. Между атомами возникает взаимодействие, и расстояние между ними уменьшается до тех пор, пока взаимное притяжение не уравновесится отталкиванием двух положительных ядер. В образованной молекуле водорода электронная плотность (возможное местонахождение электронов) между ядрами оказывается повышенной благодаря перекрыванию орбиталей атомов Гидрогена (рис. 17.1).

Химическая связь — это взаимодействие атомов, определяющее устой-чивость многоатомных частиц (молекул, ионов, кристаллов). ft

При образовании химической связи между атомами энергия молекулы ниже энергии отдельных атомов (рис. 17.2), а стремление к уменьшению энергии — это действующая сила любых взаимодействий. Уменьшение энергии молекулы по сравнению с энергией отдельных атомов — причина образования химической связи.

Условия возникновения химической связи

Не все атомы могут взаимодействовать между собой. Бывает так, что при сближении некоторых атомов и перекрывании их электронных орбиталей молекула не образуется. Например, если два атома Гелия приближаются друг к другу, то молекула образоваться не может.

Условия возникновения химической связи определил американский химик Дж. Льюис, который в 1916 г. предложил электронную теорию химической связи. Эта теория основана на том, что электронные оболочки атомов инертных элементов отличаются особой устойчивостью, чем и объясняется их химическая инертность. Атомы других элементов при образовании химической связи стремятся изменить электронную оболочку до конфигурации ближайшего инертного элемента, отдавая или присоединяя электроны. Только в таком случае образуются устойчивые молекулы. Это утверждение называют правилом октета Льюиса (от латин. окто — «восемь»), поскольку атомы всех инертных элементов (кроме Гелия) содержат на внешнем уровне по восемь электронов.

Американский физико-химик, работал в области электрохимии, термодинамики и теоретической химии. Родился в г. Уэймут близ Бостона. В 14 лет поступил в университет Небраска, а через три года перевелся в Гарвард. С 26 лет преподавал в Гарварде,

Кембридже. В 39 лет стал деканом химического факультета в университете Беркли, который под его руководством стал одним из лучших факультетов страны.

В 1916 г. Льюис выдвинул идею, что химическая связь образуется благодаря общей паре электронов, а также что внешний электронный слой содержит восемь электронов (хотя термин «октет» никогда не употреблял).

В 1932 г. сформулировал теорию кислот и оснований (теорию Льюиса). Впервые выделил чистую «тяжелую воду». Льюиса называют одним из величайших физи-ко-химиков США. Среди его учеников 289 докторов наук и 20 лауреатов Нобелевской премии, хотя ему самому получить Нобелевскую премию было не суждено.

Таким образом, понятно, почему молекула устойчивая, а молекулы не существует. Это связано с тем, что атому Гидрогена до завершения внешнего уровня не хватает одного электрона. При образовании молекулы электроны двух атомов объединяются, и электронная конфигурация каждого атома дополняется до конфигурации атома Гелия. А в атоме Гелия внешний энергетический уровень уже заполнен, поэтому ему просто не нужны «лишние» электроны.
 

Типы химической связи

В веществах различают несколько типов химической связи. Все они образуются благодаря общим электронным парам или обмену электронами, но между типами связи есть существенные различия. В зависимости от вида соединяющихся частиц могут образовываться разные типы связи, но можно утверждать, что во всех металлах существует металлическая связь. В 8 классе вы ознакомитесь с ковалентной и ионной связями, а остальные будете изучать в старших классах.

Первая статья по теории химической связи, опубликованная Льюисом в 1916 г., содержала революционные для того времени идеи, а сегодня это изучают в школьном курсе химии. Но современники не смогли оценить труд Льюиса. Только через три года на него обратил внимание известный физик Ленгмюр, который развил теорию Льюиса о ковалентной и ионной связи. Авторитет Ленгмюра к тому времени был настолько велик, что ему невольно была приписана слава создания теории химической связи. В настоящее время справедливость восстановлена, и основателем этой теории считается Льюис.

Выводы:

1. Химическая связь имеет электронную природу и образуется благодаря притяжению электронов одного атома к ядру другого атома.
2. Химическую связь образуют те атомы, электронная конфигурация которых отличается от конфигурации атомов инертных элементов. При образовании связи атомы объединяют или перераспределяют электроны так, чтобы получить электронную конфигурацию атомов ближайшего инертного элемента.

Ковалентная связь

Образование ковалентной связи:

Вы уже знаете, что при образовании химической связи атомы стремятся к тому, чтобы на их внешнем энергетическом уровне было два или восемь (октет) электронов. Этого можно достичь несколькими способами. Один из них заключается в объединении неспаренных электронов в общие электронные пары, которые принадлежат одновременно обоим атомам. Такую связь называют ковалентной.

Химическую связь, которая возникает в результате образования общих электронных пар, называют ковалентной.

Рассмотрим образование ковалентных связей в некоторых простых молекулах. В самом простом из известных атомов — атоме Гидрогена — на внешнем электронном уровне находится один электрон:

При изображении образования химической связи валентные электроны принято обозначать точкой или крестиком:

Такие формулы называют электронными формулами, или электронно-точечными формулами, или формулами Льюиса. Образование молекулы водорода можно записать в виде формулы:

Таким образом, каждый атом Гидрогена отдает свой валентный электрон в «общее пользование». При этом образуется общая электронная пара, которая одновременно принадлежит обоим атомам Гидрогена. Каждый атом Гидрогена при этом приобретает электронную конфигурацию инертного элемента (Гелия), т. е. получает заполненный внешний электронный слой, который обусловливает устойчивость молекулы водорода.

Общую электронную пару, которая определяет химическую связь, можно обозначить черточкой. Таким образом составляют структурные формулы, например, для водорода:
Н-Н

Между атомами Гидрогена образуется одна общая электронная пара, т. е. одна химическая связь. Такую связь называют ординарной, или одинарной. Если изобразить образование общей электронной пары перекрыванием соответствующих орбиталей, то получится молекула, модель которой изображена на рисунке 18.1: две s-орбитали атомов Гидрогена перекрываются, и в области перекрывания образуется повышенная электронная плотность.

Атомы неметаллических элементов второго периода стремятся дополнить свою электронную оболочку до октета. Составим схему образования связи в молекуле фтора . 

Атом Флуора содержит на внешнем уровне семь электронов — три электронные пары и один неспаренный электрон:

До завершения внешнего уровня атому Флуора не хватает одного электрона, поэтому каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному неспаренному электрону:

В молекуле фтора атомы Флуора образуют одну общую электронную пару путем перекрывания р-орбиталей (рис. 18.2). Таким образом, у каждого из атомов на внешнем уровне становится по восемь электронов (октет), из которых два являются общими, а шесть (три пары) не участвуют в образовании химической связи и принадлежат самому атому. Эти три электронные пары называют неподеленными.
 

Образование двойной и тройной связей

При взаимодействии двух атомов, у каждого из которых есть несколько неспаренных электронов, образуется одновременно несколько общих электронных пар. Примером является молекула кислорода В атоме Оксигена на внешнем уровне шесть электронов: две электронные пары и два неспаренных электрона.

Эти неспаренные электроны принимают участие в образовании двух общих электронных пар:

Благодаря этому каждый атом Оксигена получает завершенный внешний энергетический уровень из восьми электронов (октет). Такую химическую связь называют двойной и обозначают двумя черточками.

В атомах Нитрогена на внешнем электронном уровне находятся три неспаренных электрона:

Благодаря им при образовании молекулы азота появляются три общие электронные пары:

Каждый из атомов Нитрогена завершает внешний электронный уровень, который содержит октет электронов: шесть электронов, общих для обоих атомов (три общие пары), и у каждого из атомов — по одной собственной электронной паре. Связь в молекуле азота называют тройной и обозначают тремя черточками.
 

Образование связи между разными атомами

Мы рассмотрели, как образуется химическая связь в молекулах простых веществ, но ковалентная связь может образоваться и между атомами разных элементов. В молекуле гидроген флуорида HF (фтороводорода) атомы за счет «чужого» электрона завершают свой внешний энергетический уровень: атом Гидрогена — первый, а атом Флуора — второй (рис. 18.3).

Если в одном атоме есть несколько неспаренных электронов, то он может образовать ковалентные связи одновременно с несколькими атомами. В молекуле воды атом Оксигена образует две ординарные ковалентные связи с двумя атомами Гидрогена:

Каждый атом Гидрогена в молекуле воды содержит на внешнем уровне по два электрона (общих с атомом Оксигена), а атом Оксигена — восемь электронов (четыре свои и две общие пары).

Между атомами разных элементов может также образовываться и двойная связь, например в молекуле углекислого газа между атомами Карбона и Оксигена:

В этом случае каждый из атомов Оксигена образует одну двойную связь, а атом Карбона — две двойные связи.

Обратите внимание, что в обычном состоянии в атоме Карбона на внешнем уровне находятся только два неспаренных электрона. Для того чтобы образовать четыре химические связи, атом Карбона поглощает небольшое количество энергии и переходит в так называемое возбужденное состояние (графически его обозначают звездочкой). Поглощая дополнительную энергию, один электрон с s-орбитали переходит на свободную р-орбиталь, и на внешнем уровне атома Карбона теперь четыре неспаренных электрона:

Такой процесс довольно распространен и происходит в тех случаях, когда на внешнем уровне атомов есть свободные орбитали и электронные пары. Благодаря ему в атомах некоторых элементов при поглощении дополнительной энергии в возбужденном состоянии становится больше неспаренных электронов, чем в обычном (основном) состоянии, и атомы элементов могут проявлять свою высшую валентность.

Выводы:

1. Ковалентная связь возникает благодаря объединению электронов. При этом между атомами образуются общие электронные пары, которые принадлежат обоим соединенным атомам. При образовании ковалентной связи за счет неподеленных электронных пар и общих электронов атом приобретает электронную конфигурацию атома инертного элемента.
2. Связь, которая возникает благодаря образованию одной общей электронной пары, является ординарной. Атомы, у которых на внешних электронных уровнях больше одного неспаренного электрона, могут образовывать двойную связь (две общие электронные пары) и тройную связь (три общие электронные пары).

Полярная и неполярная ковалентная связь

Способность атома притягивать общие электронные пары называют электроотрицательностью.

Электроотрицательность химических элементов

Сильнее всего притягивают электроны атомы наиболее активных неметаллических элементов — Флуора, Оксигена, Хлора, так как для завершения внешнего уровня им не хватает одного или двух электронов. И электроны, которые они будут принимать, разместятся достаточно близко к ядру — на втором или третьем электронном уровне.

Поэтому электроотрицательность этих элементов наибольшая. Легче всего отдают электроны атомы активных металлических элементов, в первую очередь щелочных — Лития, Натрия, Калия и др. Они проявляют наименьшую электроотрицательность.

Поскольку электроотрицательность — это свойство, связанное с присоединением и потерей электронов, то и изменяться она будет так же, как и неметаллические свойства: в периодах электроотрицательность увеличивается слева направо, а в группах — снизу вверх. Таким образом, элемент с наибольшей электроотрицательностыо — Флуор, а с наименьшей — Франций (рис. 19.1).

Способ количественного определения электроотрицательности впервые разработал американский химик Лайнус Полинг. По шкале Полинга электроотрицательность Флуора принята за 3,98 (округленно 4), вторым по электроотрицательности является Оксиген (3,44), третьим — Хлор (3,16). Гидроген и типичные неметаллические элементы расположены в середине шкалы; значения их электроотрицательностей близки к 2. Активные металлические элементы имеют значение электроотрицательности меньше 1,6. (Значения электроотрицательностей для химических элементов приведены в Периодической системе на форзаце 1.)

Американский химик и физик, дважды лауреат Нобелевской премии: по химии в 1954 г. (за изучение природы химической связи) и премия мира в 1962 г. (за борьбу против распространения ядерного оружия). С детства интересовался наукой, проводил химические опыты на кухне. В период учебы подрабатывал мытьем посуды и сортировкой бумаг. С 1922 г. работал в Калифорнийском технологическом институте, где со временем стал деканом химического факультета. С конца 60-х гг. исследовал влияние витаминов на организм человека и возможность лечения ими раковых заболеваний. Имя Полинга — в числе Лайнус Карл Полинг 20 величайших ученых всех времен. 

Полярность ковалентной связи

Ковалентная связь может образоваться между одинаковыми или разными атомами. Атомы разных химических элементов обладают разной электроотрицательностью, так как по-разному притягивают общую электронную пару. Благодаря этому для ковалентной связи характерно свойство, которое называют полярностью ковалентной связи.

Давайте рассмотрим, чем отличается химическая связь в молекулах водорода , фтора и гидроген флуорида HF:

Во всех этих молекулах между атомами образуется одинарная ковалентная связь благодаря возникновению одной общей электронной пары. Но в равной ли мере она принадлежит обоим атомам?

В молекулах фтора и водорода общая электронная пара одинаково притягивается к обоим атомам и принадлежит им в равной мере. Такую ковалентную связь называют неполярной. Во всех простых веществах, образованных неметаллическими элементами (например, химические связи неполярные.

В молекуле гидроген флуорида атомы Гидрогена и Флуора притягивают электроны по-разному. У Флуора электроотрицательность больше, чем у Гидрогена, поэтому атомы Флуора сильнее притягивают общую электронную пару, чем атомы Гидрогена. Это приводит к смещению общей электронной пары в сторону атома Флуора и увеличению на нем электронной плотностизаряд. Схематически это изображают так:

Ковалентная связь, образованная атомами разных элементов, называется полярной (поскольку в молекуле появляются полюса электрического заряда). В ковалентной полярной связи общая электронная пара смещена к тому атому, который сильнее притягивает электроны, т. е. к атомам элемента с большей электроотрица-тельностыо. Чем сильнее это смещение общей электронной пары, тем больше полярность связи. Так, в ряду галогеноводородов разность электроотрицательностей между Гидрогеном и Флуором значительно больше, чем между Гидрогеном и Йодом. Таким образом, в гидроген флуориде полярность связи больше, чем в гидроген йодиде:

Поскольку электрон, принадлежавший атому Гидрогена, лишь частично смещается в сторону атома Флуора, то избыточный отрицательный заряд, который появляется на атоме Флуора, меньше элементарного заряда, т. е. меньше заряда электрона (-1). В данном случае он составляет лишь 44 % от заряда электрона. Чтобы не указывать точное значение заряда (а во многих случаях определить его довольно сложно), используют букву (дельта). Несомненно то, что заряд на атоме Гидрогена точно равен заряду на атоме Флуора, но противоположен по знаку, то есть сумма зарядов равна нулю. Следовательно, молекула остается электронейтральной. Чем больше разность электроотрицательностей двух атомов, тем больше заряд на атомах.

Зависимость полярности связи от электроотрицательности элементов

Нитроген — довольно активный химический элемент, но азот — одно из самых инертных веществ, близкое по инертности к инертным газам. Азот даже иногда используют для создания инертной атмосферы при проведении химических реакций вместо более дорогих аргона или гелия. Это объясняется чрезвычайно прочной связью между атомами Нитрогена в молекуле что и определяет его низкую реакционную способность.
 

Выводы:

1. Полярность ковалентной связи обусловлена разной способностью атомов притягивать общие электроны (электроотрицательностью). Ковалентная связь между одинаковыми атомами является неполярной, а между разными атомами — полярной.
2. В молекуле на атоме более электроотрицательного элемента появляется избыточный отрицательный заряд, а на менее электроотрицательном атоме — положительный. Чем больше разность электроотрицательностей, тем более полярной является связь.

Ионная связь

Вспомните: щелочные элементы — это элементы IA группы, галогены — элементы VIIA группы.

Образование веществ с ионной связью

Механизм образования веществ с ионной связью имеет общие черты с образованием веществ с ковалентной связью. Они также образуются благодаря перераспределению электронов. Ионная связь существует в веществах, образованных металлическими и неметаллическими элементами.

Атомы металлических элементов отдают электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы), а атомы неметаллических — принимают электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы (анионы). Между этими разноименно заряженными ионами возникает электростатическое притяжение, сила которого зависит от зарядов ионов и их радиусов. Такую связь называют ионной.

Химическую связь, возникающую в результате притяжения противопо-ложно заряженных ионов, называют ионной.

В результате химической реакции натрия и хлора образуются ионы Натрия и хлорид-ионы (рис. 20.1):

Продукт взаимодействия — натрий хлорид — полностью состоит из ионов Натрия и хлорид-ионов, образованных перемещением электронов от атомов Натрия к атомам Хлора.

Ионы в кристалле между собой не связаны жестко, т. е. между ними не существует общих электронных пар.

В натрий хлориде они удерживаются вместе благодаря притяжению между противоположно заряженными ионами (рис. 20.2).

Ионная связь характерна для основных оксидов щелочей и солей
Катионы и анионы могут состоять не только из одного, но и из нескольких атомов. Например, щелочи образованы катионами металлов и гидроксид-ионами Связь между катионами металлических элементов и гидроксид-ионами ионная, а между атомами Гидрогена и Оксигена в ионе ковалентная полярная.
 

Критерий образования ионной связи

Образование веществ с ионной связью можно рассматривать и с точки зрения образования общей электронной пары:

Но Натрий и Хлор значительно отличаются по электроотрицательности, и атом Хлора настолько сильнее притягивал бы общую электронную пару, что она полностью перешла бы к нему, а атому Натрия уже не принадлежала бы. Поэтому электрон, который находился на внешнем уровне атома Натрия и должен был образовать общую электронную пару, сразу переходит в полную собственность атома Хлора с одновременным превращением этих атомов в ионы.

Итак, ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи, когда общая электронная пара полностью перешла к одному из атомов. Ионная связь существует между атомами элементов со значительной разностью между значениями их электроотрицательностей.

Между атомами одного неметаллического элемента, конечно, существует ковалентная неполярная связь (рис. 20.3а). (Иногда неполярной также считают связь между атомами разных неметаллических элементов при условии, что разность между электроотрицательностями элементов () не превышает 0,4.) Если же меньше 2, то связь считают ковалентной полярной (рис. 20.36). Условно считают, что связь ионная, если больше 2 (рис. 20.Зв).

Выводы:

1. Ионная связь существует в веществах, образованных элементами с большой разностью электроотрицательностей. При взаимодействии веществ, образованных такими элементами, происходит полная передача электронов от атомов металлических элементов атомам неметаллических элементов с образованием противоположно заряженных ионов.
2. Вещества с ионной связью существуют в виде кристаллов, в которых положительно заряженные ионы окружены определенным числом отрицательно заряженных ионов, и наоборот. Ионная связь реализуется благодаря электростатическому притяжению противоположно заряженных ионов.

Степень окисления элементов

Понятие о степени окисления:

Для характеристики химических реакций часто возникает необходимость указать число электронов, которые принимают участие в том или ином процессе. Если для веществ с ионной связью для этого достаточно знать заряды образованных ионов, то в веществах с ковалентной связью определить заряды довольно сложно. Поэтому для всех соединений, независимо от типа их химической связи, используют более универсальное понятие — степень окисления.

Степень окисления определяется числом отданных или принятых электронов в веществах с ионной связью и числом электронов в составе общих электронных пар, образующих ковалентную полярную связь.

Степень окисления — это условный заряд на атоме в молекуле (кристал-ле), определенный с предположением, что все общие электронные пары полностью смещены в сторону более электроотрицательного элемента.

В простейших ионных соединениях степень окисления совпадает с зарядами ионов, например:

Это правило распространяется на все основные оксиды: степень окисления металлического элемента равна заряду иона металлического элемента (Натрия   -+1, Бария-+2, Алюминия-+3), а степень окисления Оксигена равна -2.

Рассматривая соединения с ковалентной полярной связью, принимают, что общая электронная пара полностью переходит к более электроотрицательному элементу. В этом случае в гидроген флуориде и воде степени окисления будут следующие:

Степень окисления обозначают арабской цифрой, которую пишут над символом элемента, причем сначала указывают знак заряда, а потом его численное значение. Если модуль степени окисления равен единице, то число 1 можно не ставить и писать только знак:

Возможные степени окисления элементов

Степени окисления, которые элементы могут проявлять в разных соединениях, в большинстве случаев можно определить по строению внешнего электронного уровня или по положению элемента в Периодической системе.

Атомы металлических элементов могут только отдавать электроны, поэтому в соединениях они проявляют положительные степени окисления. Максимальное значение — высшая степень окисления — обычно равно числу электронов на внешнем уровне, а следовательно, и номеру группы в Периодической системе.

Атомы неметаллических элементов могут проявлять как положительную, так и отрицательную степень окисления. Максимальная положительная степень окисления — высшая степень окисления, как и для металлических элементов, равна числу валентных электронов. А низшая степень окисления определяется тем, сколько электронов не хватает атому, чтобы на внешнем уровне их было восемь (табл. 7).

Кроме высшей и низшей степени окисления многие элементы могут также проявлять и промежуточные степени окисления. Определить их для s- и p-элементов можно по таблице 7.
Таблица 7. Наиболее характерные степени окисления s- и р-эле-ментов

Некоторые химические элементы не подчиняются этим правилам. Среди них Гидроген, Оксиген, Флуор:

Определение степеней окисления в бинарных соединениях

Для определения степеней окисления в соединениях недостаточно знать возможные степени окисления элементов. Для этого следует пользоваться определенными правилами. Прежде всего, принципом электронейтральности: поскольку любое вещество является электро-нейтральным, то сумма степеней окисления атомов всех элементов, из которых состоит вещество, должно быть равным нулю.

Например, определим степени окисления элементов в сульфур(IV) оксиде. В оксидах степень окисления Оксигена всегда равна -2.

Таким образом, для того чтобы нейтрализовать заряд на двух атомах

Оксигена, у Сульфура степень окисления должна быть

Для определения степеней окисления элементов в бинарных соединениях можно воспользоваться следующим алгоритмом:
Алгоритм определения степени окисления элементов в бинарных соединениях (на примере фосфор(V) сульфида и кальций фосфида)

Выводы:

1. Степень окисления определяет число принятых или отданных электронов. Для одноатомных ионов степень окисления равна заряду иона. В других случаях она равна заряду на атоме в молекуле или кристалле, вычисленному с допущением, что все общие электронные пары полностью смещены в сторону более электроотрицательного элемента.
2. При определении степени окисления необходимо помнить, что сумма степеней окисления всех атомов в соединении равна нулю. У атомов более электроотрицательного элемента в соединении степень окисления отрицательная, а у других элементов — положительная.

Определение степеней окисления в кислотах, гидроксидах и солях

Для соединений, образованных более чем двумя химическими элементами, принцип электронейтральности также является основополагающим. И подход к определению степеней окисления такой же, как и для бинарных соединений. Также необходимо помнить, что в подавляющем большинстве соединений степень окисления Оксигена равна -2, а Гидрогена-+1.

Для определения степеней окисления в кислотах и гидроксидах можно воспользоваться следующим алгоритмом:

Алгоритм определения степеней окисления элементов в кислотах и гидроксидах (на примере сульфатной кислоты и хром(III) гидроксида)

Рассмотрим, как определить степени окисления трех элементов, на примере калий сульфитаСтепень окисления Калия в соединениях может быть только +1 (табл. 7, с. 107), а Оксигена 2:

Поскольку сумма зарядов должна быть равна нулю, то вычислим степень окисления Сульфура, решив уравнение:

2 • (+1) + 1 • (x) + 3 • (-2) = 0, откуда х = +4

При определении степеней окисления элементов в соединениях необходимо помнить:

1. Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю.
2. Флуор — наиболее электроотрицательный химический элемент, поэтому степень окисления Флуора во всех соединениях равна — 1.
3. Оксиген — наиболее электроотрицательный элемент после Флуора, поэтому степень окисления Оксигена во всех соединениях, кроме флуоридов, отрицательна: в большинстве случаев она равна -2, а в пероксидах — —1.
4. Степень окисления Гидрогена в большинстве соединений равна +1, а в соединениях с металлическими элементами (гидридах NaH, и др.) — —1.
5. Степень окисления металлических элементов в соединениях всегда положительна.
6. У более электроотрицательного элемента всегда отрицательная степень окисления.
7. Сумма степеней окисления всех элементов в веществе равна нулю.

Составление формул соединений по степени окисления

Используя степени окисления, составлять формулы бинарных соединений проще, чем по валентности. При составлении формул следует руководствоваться правилом электронейтральности.

Алгоритм составления формул соединений по известным степеням окисления элементов (на примере сульфур(VI) оксида и фосфор(III) хлорида)

Выводы:

1. При определении степени окисления элементов в кислотах, основани-ях и солях необходимо учитывать то, что степень окисления Оксигена в этих соединениях всегда -2, а Гидрогена — +1. Степень окисления других элементов вычисляется по принципу электронейтральности.
2. Положительный заряд на всех атомах должен быть скомпенсирован отрицательными зарядами других атомов.

Строение твердых веществ и их свойства

Кристаллические и аморфные вещества:

Большинство окружающих нас веществ при обычных условиях находятся в твердом агрегатном состоянии. Твердые вещества разнообразны по физическим свойствам: они разного цвета, могут быть прочными или хрупкими, могут проводить электрический ток, плавиться при комнатной температуре или при очень высокой. Большинство физических свойств веществ обусловлены их внутренним строением.

По внутреннему строению и физическим свойствам различают два состояния твердых веществ — кристаллическое и аморфное.

В кристаллических веществах частицы, из которых построены кристаллы, расположены в пространстве в определенном четком порядке. Если через центры этих частиц провести условные линии, то мы увидим некие четкие структуры, которые называют кристаллическими решетками. Структурные единицы в кристаллических веществах образуют правильные геометрические фигуры (рис. 23.1а).

Аморфные вещества не имеют четкой пространственной структуры, а образованы из неупорядоченных частиц (атомов или молекул). По внутреннему строению они напоминают жидкости, только не могут течь (рис. 23.16). В отличие от кристаллических веществ, у которых есть определенная температура плавления, аморфные вещества плавятся в широком интервале температур. При нагревании они постепенно размягчаются и в конце концов становятся жидкими. Аморфным веществам, как и жидкостям, можно придать любую форму.

Примерами аморфных веществ являются стекло, смолы, янтарь, краски и клеи. Некоторые вещества могут находиться как в кристаллическом, так и в аморфном состояниях, например сера, силиций(1У) оксид и др. Обычная природная сера образует желтые кристаллы, а при нагревании — аморфную смолообразную пластическую серу (рис. 23.2).

Кристаллические вещества:

• структурные единицы расположены в четком порядке
• имеют определенную температуру плавления
• образуют кристаллы четкой формы

Аморфные вещества:

• структурные единицы расположены хаотически
• плавятся в интервале температур
• при нагревании размягчаются

Твердые вещества имеют преимущественно кристаллическое строение. У каждого кристаллического вещества определенная, характерная для него форма кристаллов. Например, кристаллы поваренной соли NaCl имеют форму куба, калийной селитры — форму призмы, алюминиевых квасцов — форму октаэдров и т. д. (рис. 23.3). Если кристаллическое вещество измельчить, то кристаллы распадаются на отдельные кусочки, каждый из которых сохраняет хотя бы частично форму исходного кристалла. Это свидетельствует о том, что кристаллическое состояние характеризуется упорядоченной структурой.

В зависимости от частиц, образующих кристалл, и от типа химической связи между ними различают такие типы кристаллических решеток: ионные, молекулярные, атомные (иногда их называют надмолекулярными), металлические.

Ионные вещества

Ионные вещества:

• в узлах решеток — ионы (катионы и анионы)
• тип связи — ионная
• твердые, хрупкие, нелетучие
• тугоплавкие
• некоторые растворяются в воде

В узлах ионных кристаллических решеток расположены ионы. Разноименные ионы, из которых состоят ионные кристаллы, удерживаются вместе силами электростатического притяжения. Вокруг каждого иона в ионной кристаллической решетке расположено определенное количество других ионов (противоположных по знаку) (рис. 23.4). Ионные кристаллические решетки характерны для веществ с ионной связью.

В ионных кристаллах все ионы сильно притягиваются друг к другу. Для того чтобы сдвинуть ионы с места, необходимо большое количество энергии. Поэтому ионные соединения при комнатной температуре твердые, а плавятся и кипят только при сильном нагревании.

Вещества с ионными кристаллическими решетками нелетучие, поэтому у них нет запаха. Ионные кристаллы хрупкие: даже небольшой сдвиг слоев в кристалле приближает друг к другу одноименно заряженные ионы, отталкивание между которыми приводит к ослаблению притяжения и, как следствие, к появлению трещин в кристалле или даже к его разрушению (рис. 23.5).

В твердом состоянии ионные соединения не проводят электрический ток, поскольку все ионы прочно закреплены на определенном месте. Но если нагреть и расплавить такие вещества или растворить в воде, то все ионы становятся подвижными, поэтому расплавы и растворы ионных соединений хорошо проводят электрический ток.
 

Молекулярные вещества

Молекулярные вещества:

• в узлах решеток — молекулы
• слабое межмолекулярное взаимодействие
• хрупкие, летучие
• легкоплавкие
• растворяются в воде или в других растворителях

В узлах молекулярных кристаллических решеток расположены молекулы, которые связаны между собой слабыми межмолекулярными силами. Например, лед состоит из молекул воды (рис. 23.6а, с. 116), а кристаллы йода состоят из двухатомных молекул йода (рис. 23.66, в, с. 116).

Молекулярные кристаллические решетки характерны для веществ только с ковалентными связями.

Отдельные молекулы, расположенные в узлах кристаллических решеток, удерживаются слабыми межмолекулярными силами, которые значительно слабее, чем ковалентная связь в молекуле. Их легко разрушить, поэтому вещества с молекулярными решетками хрупкие и имеют невысокие температуры плавления и кипения.

Многие вещества с молекулярными кристаллическими решетками при обычных условиях находятся в жидком или газообразном состоянии (хлор, хлороводород, кислород — газы; вода, сульфатная кислота, органические растворители — жидкости).

Некоторые молекулярные вещества при нагревании переходят из твердого в газообразное состояние, минуя жидкое (сублимируют), например йод, углекислый газ, нафталин.

Вещества с молекулярными решетками являются летучими, благодаря чему некоторые из них имеют характерный запах. Можно даже утверждать, что если у вещества есть запах, то оно имеет молекулярное строение.

Молекулярные вещества способны растворяться. Некоторые из них растворяются в воде, другие — в органических растворителях. Молекулы не содержат свободных носителей электрического заряда, поэтому ни в жидком, ни в твердом состоянии молекулярные вещества электрический ток обычно не проводят.
 

Вещества атомного строения

У атомных кристаллов решетки образованы из атомов, соединенных друг с другом прочными ковалентными связями. В таких структурах невозможно выделить структурную единицу, которую можно называть молекулой, каждый кристалл является одной большой «молекулой».

Чтобы разрушить ковалентные связи в атомных кристаллических решетках, необходимо большое количество энергии. Поэтому

y веществ с атомной кристаллической решеткой очень высокие температуры плавления и кипения. Они нерастворимы в воде и в других растворителях.

Сдвиг атома со своего места в кристалле приводит к разрушению ковалентной связи, а для этого необходимо много энергии. Поэтому вещества с атомной решеткой очень твердые, не пластичные и не хрупкие.

Классическим примером вещества с атомной кристаллической решеткой является алмаз — самое твердое вещество среди всех известных (рис. 23.7а). Схожие решетки образуют атомы Силиция и Оксигена в кварце (рис. 23.76).

У графита также атомная кристаллическая решетка, но, в отличие от алмаза и кварца, атомы Карбона в кристаллической решетке графита расположены слоями, которые слабо соединены друг с другом (рис. 23.8). Благодаря этому слои легко сдвинуть друг относительно друга, если приложить даже небольшое усилие. Этим объясняются «пишущие» свойства графита.

Вещества атомного строения:

• в узлах решеток — отдельные атомы
• тип связи — ковалентный
• чрезвычайно твердые, нелетучие
• тугоплавкие
• не растворяются ни в одном растворителе

Форма кристаллов некоторых веществ настолько характерна, что по ней можно обнаруживать их в смеси. Так, например, в криминалистической химии по форме кристаллов идентифицируют некоторые яды и алкалоиды (наркотические вещества).

Греческое слово кристаллос, от которого происходят слова «кристалл» и «хрусталь», означает «лед». Оно происходит от греческого криос — «холод» или «мороз». Древние греки считали, что обычный лед, который находится в горах на сильном морозе, со временем каменеет и утрачивает способность таять. Античный философ Аристотель писал, что «кристалл рождается из воды, когда она полностью теряет теплоту». Таким образом, по мнению греков, горный хрусталь — это сильно замерзший лед.

Выводы:

Физические свойства веществ обусловлены типом химической связи и типом их кристаллических решеток:

Количество вещества. Расчеты по химическим формулам

Все, что человек видит вокруг себя, он старается описать в количественных характеристиках. Так, когда мы расходуем воду, мы определяем ее объем: сколько литров (или кубометров) ее вытекло из крана. Покупая конфеты, мы сообщаем продавцу их массу: сколько граммов необходимо взвесить. Но в некоторых случаях знания массы или объема будет недостаточно. Например, нужно купить столько яблок, чтобы хватило на всех учеников в школе. Довольно сложно пересчитывать тысячу или две тысячи яблок. Значительно проще будет сосчитать число ящиков с яблоками (при условии, что мы знаем, сколько яблок содержится в одном ящике). То есть в этом случае мы считаем не отдельные частицы, а число групп (порций) частиц (рис. 24.1).

Для химических явлений и процессов не всегда нужно знать массу или объем вещества. Часто для определения количества вещества намного важнее знать число атомов или молекул, например при составлении уравнений химических реакций.

Для определения числа частиц используют специальную физическую величину — количество вещества. Ее обозначают латинской буквой n.

Она показывает, сколько частиц (структурных единиц) данного вещества содержится в том или другом образце.

Для веществ молекулярного строения такими частицами являются молекулы, а для веществ немолекулярного строения это могут быть атомы или ионы.
Количество вещества — физическая величина, которая показывает чис-ло структурных единиц вещества (атомов, молекул, ионов).

Моль — единица измерения количества вещества

Атомы и молекулы очень малы, поэтому неудивительно, что их число в природе огромно. Даже в самом маленьком кристалле сахара число молекул превышает миллиард миллиардов. Поэтому практически невозможно пересчитывать отдельные молекулы. Для измерения количества вещества используют специальную единицу — моль.
 

1 моль — это такое количество вещества, которое содержит структурных единиц этого вещества (атомов, молекул, ионов).

К количеству вещества следует относиться как к обычному числу, которое позволяет выразить число атомов или молекул в определенной порции вещества (рис. 24.2). В том, что один моль вещества содержит такое «экзотическое» число частиц, нет ничего удивительного. Подобные числа (или порции) нам встречаются довольно часто, и используем мы их для измерения массы, объема, времени и даже денег. Большинство из них довольно простые числа. Например, одна тонна — это одна тысяча килограммов, один кубический метр — это одна тысяча литров, один час — это 60 минут, одна гривня — это сто копеек. Существуют также величины измерения, не кратные десяти: одни сутки — это 24 часа, одна дюжина — это 12 штук, один карат — это 0,2 грамма, а один световой год — это почти километров.

У каждого вещества есть свои собственные структурные единицы. Например, уголь состоит из атомов Карбона, а сера — из молекул . Поэтому у образцов различных веществ количеством вещества 1 моль разные массы и объемы (рис. 24.3).

Число Авогадро

Число называют числом Авогадро в честь итальянского ученого Амедео Авогадро. Почему именно такое число было выбрано для определения моля вещества? Дело в том, что столько атомов содержится в образце углерода массой 12 г, что в современной науке используют в качестве стандарта для определения атомной единицы массы. Учитывая это, можно дать еще одно определение моля:

Итальянский физик и химик. Получил юридическое образование, после чего стал доктором церковного законоведения. В 24 года начал изучать естественные науки. С 1809 г. был профессором высшей физики в Туринском университете. С 1850 г. директор отделения физики и математики Туринской академии наук. Ввел в науку понятия «молекула» и «молекулярный вес». На основании открытого им закона разработал метод определения молекулярных и атомных масс. Первым установил, что формула воды — , а не НО, как считали раньше. Установил состав многих веществ — водорода, кислорода, азота, аммиака, оксидов Нитрогена, Хлора, Фосфора и др. Впервые правильно определил атомную массу многих элементов. Заложил основы атомно-молекулярной теории. Однако его труды было признаны лишь после его смерти на Международном конгрессе химиков в Карлсруэ в 1860 г.
 

1 моль — это такое количество вещества, в котором число частиц (атомов или молекул) равно числу атомов Карбона 12С, содержащихся в образце углерода массой 12 г.

Числу Авогадро численно равна постоянная Авогадро . Эта постоянная, в отличие от числа Авогадро, выражается в единицах на моль (1/моль или ):

Na = 6,02 • 1023 моль-1

Для большинства расчетов число Авогадро округляют до 6 •

Известно, что один атом Карбона нуклида имеет массу г. Следовательно, в 12 граммах такого углерода число атомов Карбона равно:

Из курса химии 7 класса вам известно, что одна атомная единица массы равна г. Произведение атомной единицы массы и числа Авогадро равно 1 г:

Таким образом, определение моля непосредственно связано с определением единицы массы атомов и молекул, а число Авогадро является коэффициентом пропорциональности между массой атомов и их относительной атомной массой.

Решение задач с использованием количества вещества

Зная постоянную Авогадро, можно любое количество вещества выразить в молях. Если вещество содержит N молекул (или структурных единиц), то количество вещества равно:

Наоборот, зная количество вещества в молях, можно вычислить число частиц:

 

Пример №101

В комнате содержится 6 молекул кислорода. Вычислите количество вещества кислорода.

Дано:

Решение:

Ответ:

Пример №102

Вычислите число атомов Оксигена и Гидрогена, которые содержатся в 5 моль воды.

Дано:

Решение:

В одной молекуле воды содержится один атом Оксигена и два атома Гидрогена. Следовательно, в 5 моль воды содержится 5 моль атомов Оксигена и 10 моль атомов Гидрогена. Следовательно:

Ответ:

Пример №103

В стакане содержится около 11 моль молекул воды. Определите число молекул в стакане.

Дано:

Решение:

Ответ:

Выводы:

1. Количество вещества — физическая величина, позволяющая измерять количественные характеристики вещества. Она показывает число структурных единиц вещества в определенном образце.
2. Количество вещества обозначают буквой п; единица измерения — моль. В веществе количеством 1 моль содержится структурных единиц этого вещества (атомов, молекул, ионов).
3. Число называют числом Авогадро. Оно равно числу атомов Карбона, которое содержится в образце углерода массой 12 г. Постоянная Авогадро обозначается символом и равна

Молярная масса

Взаимосвязь между массой и количеством вещества

Молекулы — это частицы с определенной, но очень маленькой массой. И если непосредственно измерить число молекул или количество вещества невозможно, то массу одного моля вещества измерить вполне реально. Такую массу называют молярной массой вещества.

Если мы знаем количество вещества п, которое содержится в том или ином образце, и массу образца т, то, разделив массу на количество вещества, получаем массу одного моля вещества, т. е. молярную массу:

Молярная масса — это физическая величина, равная отношению массы вещества к его количеству.
Молярную массу обозначают буквой М и измеряют в граммах на моль (г/моль).

Поскольку для образца вещества количеством 1 моль масса будет равна молярной массе, то:
Молярная масса — это масса вещества количеством 1 моль.
Определение молярной массы вещества

Молярная масса М, выраженная в г/моль, численно равна относительной молекулярной массе Для простых веществ атомного строения молярная масса численно равна относительной атомной массе.

Хотя молярная масса М и относительная молекулярная масса имеют одинаковые численные значения, между ними есть два существенных различия:

• молярная масса характеризует массу одного моля вещества, тогда как относительная молекулярная масса — массу одной молекулы;
• молярная масса не является относительной величиной и, в отличие от относительной молекулярной массы, имеет единицу измерения — г/моль.

Различные вещества состоят из разных молекул, имеющих разные массы. Если взять разные вещества в количестве 1 моль, легко заметить, что у них разная масса и они занимают разные объемы (рис. 25.1). Так, масса одного моля сахара — 342 г, а одного моля воды — 18 г. Это всего лишь две неполные столовые ложки. В чем же тогда сходство этих образцов веществ?

В них содержится приблизительно одинаковое число молекул, из которых они состоят. В двух столовых ложках (18 г) воды содержится столько же молекул воды сколько молекул сахарозы в 342 г сахарного песка, а именно молекул.

Очевидно, что чем больше масса одной молекулы, тем больше молярная масса вещества.

Используя число Авогадро, легко доказать, что относительная молекулярная масса и молярная масса численно должны быть одинаковыми. Вещество количеством 1 моль содержит молекул, поэтому молярная масса (масса одного моля вещества) равна массе одной молекулы (в граммах), умноженной на постоянную Авогадро:

Массу молекулы можно также вычислить, зная относительную молекулярную массу вещества:

Если объединить эти два уравнения, помня, что произведение атомной единицы массы и числа Авогадро равно единице, получаем:

Среди известных веществ самая большая молекулярная масса у белка титина, молекулярная формула которого Его молярная масса равна 2 993 442 г/моль, т. е. 1 моль вещества весит почти 3 тонны.
 

Расчеты с использованием молярной массы

Для того чтобы вычислить количество вещества, достаточно знать массу т этого вещества и его молярную массу М:

По этой формуле можно вычислить массу вещества в граммах:

Наконец, если известны и масса, и количество вещества, то можно определить его молярную массу:

Все эти формулы используют для химических расчетов.

Пример №104

Вычислите молярную массу натрий карбоната Решение:

Находим относительную молекулярную массу вещества:
Молярная масса численно равна относительной молекулярной массе, следовательно:

Ответ:

Пример №105

Вычислите массу кальцинированной соды количеством вещества 0,5 моль.

Дано:

Решение:

Вычисляем молярную массу соды (см. задачу 1):
Ответ

Пример №106

Какое количество вещества содержится в воде массой 1 кг?

Дано:

Решение:

Вычисляем молярную массу воды: 

Ответ:

Пример №107

Сколько атомов Сульфура содержится в образце серы массой 8 г?

Дано:

Решение:

Вычислим количество вещества в образце:
По полученному количеству вещества вычислим число атомов Сульфура:

Ответ:

Выводы:

1. Молярная масса — это физическая величина, равная отношению массы вещества к его количеству. Молярная масса — это масса вещества количеством 1 моль.
2. Молярная масса вещества численно равна относительной молекулярной массе. Ее обозначают буквой М и измеряют в граммах на моль (г/моль).

Молярный объем

В 1814 г., проводя многочисленные химические эксперименты с газообразными веществами, итальянский ученый Амедео Авогадро пришел к выводу, который сегодня называют законом Авогадро:
 

• В равных объемах любых газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул.

На основании чего можно сделать такой вывод? Проводя реакцию между водородом и кислородом, Авогадро заметил, что объем водорода, вступающего в реакцию, всегда в два раза больше объема кислорода. По уравнению реакции видно, что на одну молекулу кислорода в реакции расходуется две молекулы водорода.

Таким образом, если молекул водорода реагирует в два раза больше, чем молекул кислорода, и объем водорода в два раза больше, чем объем кислорода, то в одинаковых объемах должно содержаться одинаковое число молекул.

В настоящее время это утверждение довольно легко объясняется. Как и большинство твердых и жидких веществ, газы состоят из отдельных молекул. Но, в отличие от твердых веществ и жидкостей, в которых молекулы расположены очень плотно друг к другу, в газах молекулы находятся на больших расстояниях. Эти расстояния значительно превышают размеры молекул. И хотя молекулы разных газов отличаются друг от друга размерами, формой и объемом, этими отличиями можно пренебречь и рассматривать их как крохотные твердые шарики.

Молекулы газа постоянно хаотически двигаются. Но среднее расстояние между молекулами постоянно и зависит только от условий, при которых находится газ. Если разные газы находятся при одинаковых условиях (температура и давление), то расстояния между молекулами примерно равны и поэтому одинаковое число молекул любых газов должно занимать равные объемы.

Молярный объем газов

Зная, что один моль любого вещества содержит определенное число молекул, можно сделать вывод о том, что все газы количеством 1 моль при одинаковых условиях занимают одинаковый объем (рис. 26.1).

По аналогии с молярной массой объем одного моля вещества называют молярным объемом
 

Молярный объем — это физическая величина, равная отношению объема вещества к его количеству:
Молярный объем измеряют в литрах на моль (л/моль).

Значение молярного объема газов зависит от температуры и давления.

В химии принято приводить значение молярного объема при атмосферном давлении 760 мм рт. ст. (или 101 325 Па) и температуре 0 °С — такие условия называют нормальными (сокращенно н. у.).

При нормальных условиях молярный объем любого газа равен приблизительно 22,4 л/моль.

При комнатной температуре (25 °С) и атмосферном давлении (такие условия называют стандартными) молярный объем газов несколько больше:= 24,4 л/моль.
 

Расчеты с использованием молярного объема

Зная молярный объем газа, можно определить количество вещества n, которое содержится в определенном объеме вещества V при нормальных условиях:

Газ, в котором расстояние между молекулами намного больше размеров молекул и в котором отсутствует межмолекулярное взаимодействие, называется идеальным газом. Состояние идеального газа описывается уравнением Менделеева-Клапейрона:

где р — давление, V — объем газа, n — количество вещества, R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль-К), Т—температура по шкале Кельвина. Молярный объем идеального газа при любых условиях равен: 

Подставляя в это уравнение значения температуры и давления для нормальных условий, получаем:

Необходимо также помнить, что 22,4 л/моль — это молярный объем идеального газа. Для реальных газов значения их молярных объемов будут несколько отличаться от значений для идеального газа. Так, при нормальных условиях л/моль, a= 22,425 л/моль. Это связано с тем, что водород и кислород — это реальные газы, для которых следует учитывать и объем молекул, и силы взаимодействия между ними. Однако отклонение реальных молярных объемов газов от молярного объема идеального газа незначительно и им можно пренебречь.

Молярный объем жидкостей и твердых веществ

Молярный объем жидких и твердых веществ, в отличие от молярного объема газов, почти не зависит от давления и температуры и разный для различных веществ. Это объясняется отличиями в строении твердых, жидких и газообразных веществ. В твердых и жидких веществах молекулы расположены очень плотно. Поэтому объем, занимающий 1 моль твердого или жидкого вещества, зависит от размеров молекул и плотности их расположения. Например, при комнатной температуре один моль воды занимает объем 18 мл, спирта — 58 мл, золота —

Молярный объем вещества в любом состоянии (твердом, жидком, газообразном) можно вычислить, если известны молярная масса М вещества и его плотность

Если мы знаем, что в одном моле вещества содержится число молекул, которое равное числу Авогадро, то можно вычислить число молекул газа в определенном объеме при нормальных условиях:

Зная количество газообразного вещества, можно вычислить его объем при нормальных условиях:

 

Пример №108

Вычислите объем, который занимает при нормальных условиях газ количеством 1,2 моль.

Дано:

Решение:

Ответ:

Пример №109

Вычислите количество вещества, содержащееся при нормальных условиях в газе объемом 5,6 л.
Дано:

Решение:

Пример №110

Вычислите число атомов Оксигена и число молекул кислорода, содержащихся в кислороде объемом 16,8 л (при н. у.).

Решение:

Каждая молекула кислорода содержит в своем составе два атома Оксигена, поэтому число атомов Оксигена будет вдвое больше числа молекул кислорода:

Ответ:

Пример №111

Вычислите массу углекислого газа объемом 1 л (и. у.).

Дано:

Решение:

Вычислим количество вещества углекислого газа, содержащееся в 1 л:

Масса такого количества углекислого газа будет равна:

Ответ:

Выводы:

1. Согласно закону Авогадро, в одинаковых объемах любых газообразных веществ при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул этих веществ.
2. Следствием закона Авогадро является то, что любое газообразное вещество количеством 1 моль при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газов, его обозначают единица его измерения — л/моль.

Относительная плотность газов

Плотность газов очень мала, поэтому измерять массы газообразных веществ очень неудобно. Намного удобнее сравнивать плотности газов, т. е. определять отношение их плотностей. Эту величину называют относительной плотностью газа В по газу А и обозначают Методику экспериментального определения относительной плотности газов разработал французский химик Жан Дюма и с помощью этого метода определял молекулярные массы неизвестных газообразных веществ. Это возможно благодаря тому, что относительная плотность газов равна как отношению плотностей газообразных веществ, так и отношению их молярных масс:

Поскольку относительная плотность является отношением двух величин с одинаковой размерностью, то сама относительная плотность является безразмерной величиной.

Для вычисления относительной плотности газов по определенному газу необходимо вычислить отношение молярных масс газов.

Относительная плотность кислорода по водороду будет равна:

Известный французский химик-органик и государственный деятель, президент французского химического общества. В юности работал аптекарем. С 1823 г. работал в Париже сначала репетитором, а затем — профессором в Сорбонне. В 1832 г. основал собственную лабораторию. Своими работами Дюма оказал влияние на развитие органической химии, открыл новые органические вещества (хлороформ, хлоруксусную кислоту), разработал новые методы органического синтеза. Предложил метод определения относительной плотности паров, с помощью которого определил атомную массу многих химических элементов и молекулярную массу многих соединений.

Относительную плотность кислорода по гелию, азоту или воздуху вычисляют таким же образом. При вычислении относительной плотности по воздуху используют среднюю молярную массу воздуха, равную 29 г/моль.

Относительная плотность показывает, во сколько раз плотность одного газа больше плотности другого. Например, если относительная плотность углекислого газа по водороду равна это означает, что углекислый газ тяжелее водорода в 22 раза. А если относительная плотность метана по кислороду равна 0,5 это означает, что метан легче кислорода в два раза.

Формулируя свой закон, Авогадро писал: «Плотность разных газов является мерой массы их молекул». Рассмотрим два газа — А и В — количеством 1 моль, которые находятся при одинаковых условиях. Плотность газа можно определить как отношение его массы к объему:

Если масса и объем известны для одного моля газа, то в это уравнение можно подставить, соответственно, молярную массу и молярный объем:

Молярные объемы разных газов при одинаковых условиях равны, поэтому плотность газа при заданных условиях прямо пропорциональна его молярной массе. То есть, чем больше масса одной молекулы (одного моля молекул), тем больше масса определенного объема газа — его плотность. А отношение плотностей двух газов будет равно отношению их молярных масс:

Расчеты с использованием относительной плотности газов

Пример №112

Определите, во сколько раз азот тяжелее гелия.

Дано:

и Не

- ?

Решение:

Чтобы выяснить, какой газ тяжелее и во сколько раз, необходимо вычислить относительную плотность газов: = 2 • 14 = 28 г/моль;

Ответ: азот тяжелее гелия в 7 раз.
 

Пример №113

Относительная плотность газообразного простого вещества по воздуху равна 2,45. Вычислите молярную массу этого вещества. Какое это может быть вещество?

Дано:

М(Х)- ?

Решение:

М(Х) = 2,45 • 29 г/моль = 71 г/моль

Если молекулы неизвестного газа состоят из одного атома, то такого газа не существует. Молекулы этого газа должны быть двухатомными. В этом случае молекулярная масса соответствует хлору, следовательно:

Ответ: = 71 г/моль.
 

Выводы:

1. Если взять два образца газообразных веществ одинакового объема при одинаковых условиях, то можно измерить отношение их плотностей и получить относительную плотность этих газов.
2. Относительная плотность газов — безразмерная величина, она показывает, какой из газов тяжелее (имеет большую плотность) и во сколько раз. Она равна отношению молярных масс газов, поэтому позволяет определить молярную массу неизвестного газа.

Основные классы неорганических соединений

Классификация неорганических соединений

В природе насчитывается свыше пяти миллионов неорганических соединений. Чтобы проще было их изучать и исследовать, вещества разделяют на классы по различным признакам.

Класс соединений — это группа веществ, объединенных по определенному общему признаку.

В 7 классе вы уже ознакомились с оксидами и их гидратами (кислотами и основаниями) (схема 1, с. 6). В 8 классе вы расширите свои знания об этих классах, а также ознакомитесь с более детальной классификацией неорганических соединений (схема 3).

Схема 3. Важнейшие классы неорганических соединений

Оксиды

Вы уже знаете, что оксиды состоят из атомов двух химических элементов, один из которых — Оксиген.

Среди оксидов выделяют солеобразующие и несолеобразующие оксиды.

Солеобразующие оксиды — это оксиды, которым соответствуют основные или кислотные соединения. Солеобразующие оксиды разделяют на такие группы:

кислотные оксиды — это оксиды, гидраты которых являются кислотами. К этой группе относится большинство оксидов неметаллических элементов и оксиды металлических элементов со степенью окисления больше +3, например: и др. Кислотные оксиды также называют ангидридами кислот, т. е. «безводными кислотами»;

основные оксиды — это оксиды, гидраты которых являются основаниями. К этой группе относятся оксиды металлических элементов со степенью окисления не больше +3, например: и др;

амфотерные оксиды — это оксиды, обладающие свойствами как кислотных, так и основных оксидов. К ним относятся: и др.

Несолеобразующие оксиды — это оксиды, которым не соответствует ни кислота, ни основание. К ним относятся:

Формулы оксидов — — составляют по степени окисления элементов (см. алгоритм на с. 111).

Названия оксидов составляют следующим образом:

• для элементов с постоянной валентностью: например: — натрий оксид, СаО — кальций оксид;
• для элементов с переменной валентностью: например: СО — карбон(II) оксид, — сульфур(IV) оксид.

Названия оксидов неметаллических элементов иногда составляют без указания валентности, а только указывая число атомов Оксигена в молекуле греческими числительными (моно, ди, три и т. п.). Например, N0 — нитроген монооксид, — карбон диоксид. Иногда соотношение атомов не является целым числом, в этом случае используют префикс геми-, который означает «половина». Так, — нитроген гемиоксид (подразумевается, что на один атом Нитрогена приходится половина атома Оксигена), — нитроген гемипентаоксид (на один атом Нитрогена приходится половина от пяти, т. е. два с половиной атома Оксигена).

Кислоты

Кислоты — это соединения, состоящие из ионов Гидрогена, которые можно заменить ионами металлических элементов, и кислотного остатка.
В формулах кислот на первом месте пишут символ Гидрогена, а другие символы обозначают состав кислотного остатка:
например

Названия и формулы важнейших кислот, которые следует запомнить, приведены в таблице 8.

Кроме состава кислотного остатка, важно знать его заряд (это понадобится для составления формул солей). У ионов Гидрогена заряд +1, поэтому, по принципу электронейтральности, заряд кислотного остатка равен числу ионов Гидрогена, но со знаком «-»:

Обратите внимание, что заряд кислотного остатка также равен сумме степеней окисления элементов, из которых он состоит. Так, в сульфатной кислоте степени окисления Если в кислотном остатке сложить заряды на всех атомах Сульфура и Оксигена, то также получим -2.
 

Таблица 8. Важнейшие кислоты

Кислоты классифицируют по двум признакам: по содержанию Оксигена и по основности.

Основность кислоты — это число ионов Гидрогена, способных замещаться ионами металлических элементов.

Основность кислоты не всегда совпадает с числом атомов Гидрогена в ее молекуле. Такие исключения часто встречаются среди органических кислот, таких как уксусная, лимонная, виноградная и др. Так, уксусная кислота одноосновная. Ее молекулы содержат по четыре атома Гидрогена, но только один атом способен замещаться атомом металлического элемента. Среди неорганических кислот также встречаются такие исключения: фосфитная кислота — двухосновная, а гипофосфатная кислота — одноосновная. Среди неорганических кислот, приведенных в таблице 8, таких исключений нет.

Основания (гидроксиды)

Основания — это соединения, состоящие из ионов металлического эле-мента и одного или нескольких гидроксид-ионов ОН.

В формулах оснований на первом месте пишут символ металлического элемента, а затем — группу ОН:
 например

Как определить число групп ОН (n) в формулах оснований? В большинстве соединений Оксиген имеет степень окисления -2, а Гидроген — +1, поэтому группа ОН (гидроксид-ион) имеет заряд —1: . Зная это, легко составлять формулы гидроксидов: число гидроксид-ионов в составе формульной единицы будет равно заряду металлического элемента, например:

Названия оснований составляют следующим образом:

• для элементов с постоянной валентностью: например: — феррум(II) гидроксид, — купрум(II) гидроксид.

Неорганические основания еще называют гидроксидами.

Среди неорганических оснований выделяют две группы: щелочи (растворимые гидроксиды) и нерастворимые гидроксиды. Растворимость гидроксидов (как и других веществ) можно определить по таблице растворимости (см. форзац 2). Например, основание NaOH, которое состоит из катионов и анионов , является растворимым (рис. 28.1).

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды — это гидроксиды, которые проявляют свой-ства и кислот, и оснований.

Амфотерные гидроксиды являются гидратами амфотерных оксидов, так как они образованы теми же элементами, что и амфотерные оксиды. К амфотерным гидроксидам относятся:
 

Соли

В быту солью мы обычно называем лишь одну соль — поваренную, т. е. натрий хлорид NaCl. Однако в химии солями называют целый класс соединений.
Соли — это соединения, состоящие из ионов металлических элементов и кислотных остатков.

В формулах солей на первом месте пишут символ металлического элемента, а затем — кислотный остаток:
 например

Названия солей составляют следующим образом:

• для элементов с постоянной валентностью: например: — калий сульфит, — кальций карбонат;
• для элементов с переменной валентностью: например: — ферум(II) сульфат, — купрум(II) хлорид.

Формулы солей составляют аналогично формулам оксидов, уравнивая заряды атомов металлического элемента и кислотного остатка.
Алгоритм составления формул солей (на примере натрий ортофосфата и алюминий силиката)

У некоторых солей, широко используемых в быту, кроме научных, есть бытовые (традиционные) названия. Например, вы уже знаете, что натрий хлорид NaCl называют поваренной, или каменной, солью, натрий карбонат — это кальцинированная сода, калий карбонат — поташ. Традиционные названия наиболее употребляемых солей приведены в Приложении 1.

• Чистая поваренная (каменная) соль — бесцветное вещество. А вот «деликатесная», или «царская», соль нежно-розового цвета, имеет приятный запах благодаря содержанию микроскопических водорослей. В Украине такая соль встречается по берегам соленых Сивашских озер, расположенных на западе Азовского моря. Именно отсюда начинался путь украинских чумаков.
• Редко, но встречается и синяя каменная соль. В ней содержатся избыточные ионы Натрия, т. е. в кристалле соли ионов Натрия немного больше, чем ионов Хлора. Это и обусловливает синий цвет. При растворении такой соли в воде образуется обычный бесцветный раствор.

Выводы:

1. Оксиды состоят из атомов двух химических элементов, один из которых — Оксиген. Названия оксидов состоят из двух слов: первое — название химического элемента, образующего оксид, второе — слово «оксид». Для элементов с переменной валентностью в названии оксидов обязательно указывают валентность элемента.
2. Кислоты состоят из ионов Гидрогена и кислотных остатков. По содержанию Оксигена кислоты разделяют на оксигенсодержащие и безок-сигеновые. По числу атомов Гидрогена — на одноосновные, двухосновные и трехосновные.
3. Неорганические основания называют гидроксидами. Они состоят из ионов металлических элементов и гидроксид-ионов Число гидроксид-ионов в составе гидроксидов равно степени окисления металлического элемента. Среди гидроксидов выделяют щелочи (растворимые в воде гидроксиды) и нерастворимые гидроксиды. Названия гидроксидов состоят из двух слов: названия металлического элемента и слова «гидроксид».
4. Амфотерные гидроксиды — это гидроксиды, проявляющие свойства и кислот, и оснований.
5. Соли состоят из ионов металлических элементов и кислотных остатков. Названия солей состоят из двух слов: названия металлического элемента и названия кислотного остатка. Для элементов с переменной валентностью указывают их валентность в соединении.

Оксиды: физические свойства, распространенность и применение

Строение и физические свойства оксидов:

Среди оксидов встречаются вещества и молекулярной молекулярного строения. Строение оксидов определяет их физические свойства.

Большинство оксидов неметаллических элементов (кислотные оксиды) — это преимущественно вещества молекулярного строения с небольшими температурами плавления и кипения. При обычных условиях кислотные оксиды встречаются в разном агрегатном состоянии, т. е. бывают твердыми, жидкими и газообразными.

Оксиды металлических элементов (основные и амфотерные оксиды) являются веществами преимущественно ионного строения. Это твердые кристаллические вещества с высокой температурой плавления и кипения. Большинство из них не растворяются в воде.

Поскольку большинство химических элементов являются металлическими, то можно утверждать, что большинство оксидов — твердые вещества. Твердыми также являются некоторые оксиды неметаллических элементов, например силиций(IV) оксид и фосфор(V) оксид.

Газообразных оксидов значительно меньше. Все они являются молекулярными веществами и образованы неметаллическими элементами: нитроген(IV) оксид и нитроген(II) оксид, карбон(IV) оксид и карбон(II) оксид, сульфур(IV) оксид и др.

И лишь несколько оксидов при обычных условиях находятся в жидком состоянии:

Распространенность оксидов в природе

Гидроген оксид (вода) содержится в воздухе в виде водяного пара. При определенной температуре газообразная вода превращается в жидкую и выпадает в виде росы или дождя.

Карбон(IV) оксид (углекислый газ) выделяется в атмосферу в результате дыхания организмов, вулканической деятельности и техногенной деятельности человека. Поглощается растениями при фотосинтезе.

Нитроген(IV) оксид и сульфур(IV) оксид (сернистый газ) образуются при извержении вулканов, во время грозы и в результате техногенной деятельности. Эти оксиды являются причиной загрязнения воздуха в больших городах.

Нитроген(IV) оксид — отравляющий газ бурого цвета, который называют «лисий хвост». Попадает в атмосферу с выбросами металлургических и химических предприятий. При взаимодействии с водяным паром образует нитратную кислоту, которая является одной из причин кислотных дождей.

Силиций(IV) оксид Si02 называют кремнеземом, поскольку он является составляющей песка, почв, многих минералов: кварца, горного хрусталя, хризолита, аметиста и др. В Карпатах найдена уникальная разновидность кварцевых кристаллов — мармарошский бриллиант.

Алюминий оксид является основой многих минералов: рубина, хризоберилла, корунда и др. Вместе с силиций(1У) оксидом является составляющей почв и пород, в частности боксита, из которого добывают алюминий. В Украине большие залежи бокситов найдены в Закарпатье и Приазовье.

Феррум(III) оксид образует много минералов: гематит, лимонит, магнетит и др., из которых получают железо. В Украине месторождения этих минералов расположены в Криворожском железорудном бассейне.

Использование оксидов

Кварц и кварцевый песок — сырье для производства стекла. Стекло из чистого кварца — очень ценный материал, так как оно пропускает ультрафиолетовое излучение.

Породы с большим содержимым алюминий оксида используют для получения алюминия — конструкционного материала. Разновидность алюминий оксида — корунд — очень твердый минерал, его используют для обработки металлических, керамических и других поверхностей.

Оксиды Феррума используют для получения железа. Также на их основе изготовляют коричневую краску (охру) и ферромагнитные покрытия для аудио- и видеопленок и пластин жестких магнитных дисков (винчестеров).

Хром(III) оксид используют для изготовления шлифовальной пасты (пасты ГОИ) и зеленой краски. В Украине хром(Ш) оксид встречается в виде хромитового оруденения в Среднем Побужье.

Титан(IV) оксид и цинк оксид ZnO являются основой белой краски (титановые и цинковые белила). Их производят в больших объемах на химических предприятиях Украины. Значительные залежи титан(ГУ) оксида в виде минерала рутила есть в Приднепровье и на Волыни. Это почти 20 % мировых запасов титана.

Магний оксид MgO (жженую магнезию) используют для производства огнеупорных материалов, цемента для очистки нефтепродуктов, изготовления лекарственных препаратов.

Кальций оксид СаО (негашеную известь) используют для изготовления строительных материалов — извести, цемента, кирпича, а также в сельском хозяйстве.

• Из чистого силиций(IV) оксида получают так называемое кварцевое стекло. Оно проявляет стойкость при нагревании до 1000-1200 °С. В отличие от обычного стекла, оно почти не расширяется при нагревании, а при охлаждении не сжимается. Поэтому стакан, изготовленный из кварцевого стекла, можно нагреть до 1000 °С, а потом резко охладить под струей воды. Кварцевый стакан при этом не треснет, в отличие от стакана из обычного стекла.
• Многие случаи появления «призраков» объясняются плохой системой отопления. Если в помещении накапливается угарный газ (карбон(II) оксид), то даже в малой концентрации он приводит к отравлению, которое наряду с головной болью и чувством усталости вызывает зрительные и слуховые галлюцинации.
   

Выводы:

1. Оксиды — очень распространенные соединения в природе благодаря большому содержанию Оксигена на Земле. Основные и амфотерные оксиды при обычных условиях всегда твердые. Кислотные оксиды могут находиться в твердом, жидком и газообразном состояниях.
2. Оксиды образуют очень ценные природные минералы. Оксиды широко используют для изготовления красок и строительных материалов.

Химические свойства оксидов

Все кислотные оксиды (за исключением силиций(IV) оксида вступают в реакции соединения с водой. В результате ре- Л акций образуются кислоты, соответствующие этим оксидам:

Составляя уравнения таких реакций, следует помнить, что все эти реакции являются реакциями соединения, а формулу продукта реакции легко определить, если «сложить» все атомы из реагентов и записать их в соответствующем для формул кислот порядке (табл. 8, с. 146):

Если же все индексы оказываются четными, то их следует сократить на 2 и поставить коэффициент, например:

Фосфор образует две кислоты с разным содержанием Гидрогена — метафосфатную и ортофосфатную. Они образуются из фосфор(V) оксида присоединением разного количества воды:

Составив уравнение реакции кислотного оксида с водой, можно определить кислоту, соответствующую этому кислотному оксиду (табл. 9).
Таблица 9. Кислотные оксиды и соответствующие им кислоты

Взаимодействие основных оксидов с водой

Основным оксидам соответствуют основания, которые должны образовываться при взаимодействии оксидов с водой. Но большинство основных оксидов с водой не взаимодействуют.

Обратите внимание, что в реакцию с водой вступают лишь те оксиды, которые образуют щелочи (оксиды щелочных и щелочноземельных элементов).

Щелочи легко отличить от нерастворимых гидроксидов по таблице растворимости (см. форзац 2), поскольку щелочи — растворимые гидроксиды.

основный оксид + основание (щелочь)

Все амфотерные гидроксиды нерастворимы в воде, поэтому с водой не реагируют. Так же с водой не реагируют несолеобразующие оксиды, поскольку им не соответствуют ни кислоты, ни основания.

Кислотно-основные взаимодействия

Одним из главных принципов взаимодействия химических веществ является, что вещества с кислотными свойствами (кислоты и кислотные оксиды) всегда взаимодействуют с веществами с основными свойствами (основания и основные оксиды) (схема 4). Реакции между такими веществами называют кислотно-основными взаимодействиями. Собственно, кислоты и основания — это химические противоположности. Продуктами взаимодействия между кислотными и основными веществами всегда являются соли.

Схема 4. Взаимодействие веществ с кислотными свойствами с веществами с основными свойствами

Взаимодействие оксидов с основаниями и кислотами

Оксиды способны взаимодействовать с гидратами оксидов (кислотами и основаниями) с противоположными свойствами с образованием солей (схема 4).

Основные оксиды реагируют с кислотами. В продукт взаимодействия — соль — переходит металлический элемент из оксида и кислотный остаток из кислоты:

основный оксид + кислота соль +

Обратите внимание, что в таких реакциях степени окисления элементов не меняются, и их следует использовать для составления формулы образованной соли. Оставшиеся элементы (Гидроген и Ок-сиген) образуют молекулу воды:

Амфотерные оксиды реагируют с кислотами так же, как и основные:

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды.

Обратите внимание, что кислотные оксиды вступают в химические реакции только со щелочами:

• кислотный оксид + щелочь соль +

Составляя уравнения реакций, нужно очень внимательно составлять формулы солей. Для этого следует помнить, как определить кислоту, которая соответствует кислотному оксиду (табл. 9, с. 158).

Так, карбон(IV) оксиду соответствует карбонатная кислота с кислотным остатком , поэтому при взаимодействии карбон(IV) оксида с основаниями образуются соли карбонатной кислоты — карбонаты:

• ( соответствует )
• ( соответствует )

Силиций(IV) оксиду соответствует силикатная кислота, поэтому в реакциях силиций(IV) оксида с основаниями образуются силикаты:

• соответствует )

Амфотерные оксиды со щелочами взаимодействуют совсем по-другому, это вы будете изучать в § 39. Некоторые несолеобразующие оксиды также способны взаимодействовать со щелочами, о чем вы узнаете при дальнейшем изучении химии.

Взаимодействие кислотных и основных оксидов между собой

Основные и кислотные оксиды также взаимодействуют между собой с образованием солей (схема 4, с. 159).

• кислотный оксид + основный оксид соль

Многие такие реакции протекают только при нагревании.

Чтобы правильно составить уравнение реакции, следует правильно определить кислоту, соответствующую кислотному оксиду (табл. 9, с. 158).

Кислотному сульфур(IV) оксиду соответствует сульфитная кислота, поэтому продуктом реакции с основным кальций оксидом является сульфит:

соответствует)

При взаимодействии фосфор(V) оксида с основным оксидом в зависимости от соотношения оксидов могут образоваться две соли — метафосфат и ортофосфат, поскольку этому оксиду соответствуют две кислоты:

 

Выводы:

1. Кислоты и кислотные оксиды — вещества с кислотными свойствами. Основания и основные оксиды — с основными свойствами. Вещества с кислотными свойствами взаимодействуют с веществами с основными свойствами с образованием солей.
2. Кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием кислот. Для определения кислоты, соответствующей кислотному оксиду, необходимо составить уравнение реакции взаимодействия кислотного оксида с водой. Основные оксиды могут взаимодействовать с водой с образованием оснований только при условии, что образуется растворимое основание (щелочь). Амфотерные и несолеобразующие оксиды с водой не реагируют.
3. Основные и амфотерные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей. Степень окисления металлического элемента в соли и заряд кислотных остатков при этом не изменяются. Кислотные оксиды взаимодействуют только с растворимыми основаниями (щелочами), образуя соль и воду.
4. Продуктами взаимодействия основных и кислотных оксидов являются соли.

Расчеты по уравнениям химических реакций

Когда повар готовит блюдо, он смешивает продукты в определенных соотношениях. Так и химик перед проведением химической реакции должен решить, в каком массовом соотношении следует смешать реагенты, и вычислить массу продукта, который должен образоваться.

Такие расчеты можно провести по уравнениям химических реакций. Если известна масса одного из веществ, участвующих в реакции, то можно определить массы всех других веществ — и реагентов, и продуктов реакции.

Химическое уравнение показывает, какие вещества и в каком соотношении взаимодействуют, а также в каком соотношении образуются продукты реакции. Например, уравнение реакции взаимодействия водорода с азотом

показывает, что три молекулы водорода взаимодействуют с одной молекулой азота с образованием двух молекул аммиака (рис. 31.1).

Такое же соотношение будет и для количества вещества всех соединений в реакции: три моля водорода вступает в реакцию с одним молем азота, и при этом образуется два моля аммиака.

Если для проведения реакции взять не три моля водорода, а любое другое количество (например, Зх моль), то количество прореагировавшего азота будет в три раза меньше, чем количество водорода, т. е. = х моль:
= Зх : х = 3 : 1

Таким образом, вещества вступают в химические реакции в количествах, пропорциональных их коэффициентам в уравнении реакции (стехиометрическим коэффициентам). Другими словами, соотношение количеств реагентов (в молях) равно соотношению соответствующих коэффициентов в уравнении реакции.

Рис. 31.1. Схематическое изображение количественного соотношения реагентов и продуктов реакции синтеза аммиака

Рассмотрим уравнение реакции горения сероводорода:

Мы видим, что два моля сероводорода реагирует с тремя молями кислорода с образованием двух молей сернистого газа и двух молей воды. Если в реакцию вступает х моль сероводорода, то соотношение реагентов и продуктов реакции выглядит так:

или

Таким образом, для любой химической реакции, которую можно описать уравнением:

справедливо соотношение для количества вещества всех участников реакции:

По этому соотношению можно проводить любые расчеты по уравнению химической реакции.
 

Пример №114

Какое количество вещества кислорода необходимо для сжигания сероводорода количеством 1,5 моль?

Дано

Решение:

Записываем уравнение реакции:

По уравнению определяем, что = 2:3

По этому соотношению можно вычислить количество вещества кислорода:

Следовательно,

Ответ: = 2,25 моль.

При проведении реакций необходимо знать не только количества веществ, но и их массы или объемы. Эти величины связаны соотношениями:

Но задачи по уравнениям химических реакций проще решать с использованием количества вещества. Если в условии задачи даны масса или объем вещества, то удобнее сразу вычислить количество вещества и далее использовать эту величину для расчетов.
 

Пример №115

Вычислите объем азота (н. у.), необходимый для получения аммиака количеством 0,8 моль.
Дано:

Решение:

Записываем уравнение реакции:

По уравнению записываем соотношение количеств вещества азота и аммиака:

По этому соотношению можно вычислить количество вещества азота:

Но можно сразу вычислить и объем, зная, что

Отсюда выражаем объем азота:

Ответ: = 8,96 л

Пример №116

Вычислите массу фосфор(V) оксида, который можно получить сжиганием фосфора в кислороде объемом 11,2 л (н. у.)
Дано

Решение:

Записываем уравнение реакции:

Способ I:

Известные данные веществ (массы или объемы) выражаем через количество вещества:

По соотношению количества вещества вычислим количество вещества оксида:

По количеству вещества оксида вычисляем его массу:
Способ II:

Записываем соотношение количеств вещества кислорода и фосфор(V) оксида:

В этом соотношении заменяем количество вещества кислорода на соотношение объемов, а количество вещества фосфор(У) оксида — на соотношение масс:

Отсюда выражаем массу оксида:

Ответ: = 28,4 г.

Пример №117

Простое вещество массой 10,8 г сожгли, на что израсходовали кислород объемом 6,72 л (и. у.). В результате образовался оксид состава Какое вещество сожгли?

Дано:

= 6,72 л

m(вещ.) = 10,8 г

М(вещ.) — ?

Решение:

Записываем уравнение реакции:

Чтобы установить вещество, необходимо определить его молярную массу. Сначала вычислим количество вещества кислорода:


По соотношению количества вещества вычислим количество неизвестного вещества:

По известной массе простого вещества вычислим его молярную массу:

Этой молярной массе соответствует алюминий.

Ответ: 27 г/моль, алюминий.

Выводы:

Химические вещества вступают в химические реакции в четко определенных соотношениях. Количества веществ всех участников реакции соотносятся как их стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Для реакции справедливо соотношение:

Основания: физические свойства, распространенность и применение

Строение и физические свойства оснований

В основаниях существует ионная связь, поскольку в их состав входят как металлические, так и неметаллические элемен- А ты. Поэтому все основания являются веществами с ионными кристаллическими решетками с соответствующими физическими свойствами.

Щелочи — твердые белые вещества, без запаха, хорошо растворимые в воде, мылкие на ощупь (рис. 32.1а, б). Расплавы и растворы щелочей проводят электрический ток. При растворении щелочей

в воде выделяется большое количество теплоты, и раствор разогревается. Твердые гидроксиды Натрия и Калия настолько гигроскопичны (поглощают влагу), что на воздухе «расплываются» (рис. 32.2). В отличие от всех щелочей, кальций гидроксид (гашеная известь) малорастворим в воде. Его насыщенный раствор называют известковой водой, а суспензию в воде — известковым молоком.

Нерастворимые гидроксиды — твердые при обычных условиях вещества (рис. 32.1в), без запаха, не проводят электрический ток и, конечно, не растворяются в воде. Если нерастворимые гидроксиды получают из растворов, то они выпадают в виде студенистых осадков (рис. 32.3). Физические свойства амфотерных гидроксидов сходны со свойствами нерастворимых оснований.

Гидроксиды щелочных элементов при нагревании плавятся и кипят без разложения. Все другие гидроксиды при нагревании разлагаются на оксид металлического элемента и воду:

Использование оснований

Кальций гидроксид (гашеную известь) используют преимущественно в строительстве для приготовления различных строительных смесей: штукатурки, шпаклевки и т. п.

Суспензией кальций гидроксида в воде (известковым молоком) весной обмазывают стволы деревьев, чтобы защитить их от насекомых-вредителей.
 

Кальций гидроксид и кальций оксид (негашеную известь) используют для очистки сахара на сахарных заводах.
 

Магний гидроксид используют для производства зубной пасты и лекарств.
Натрий гидроксид (едкий натр, или каустическую соду) и калий гидроксид (едкое кали) используют при производстве твердого и жидкого мыла, а также лекарств.

Изготовление стекла, искусственных красителей, бумаги, синтетических волокон и очищение нефти невозможно без натрий гидроксида.
Средство для очищения канализационных труб — это 40% -й раствор натрий гидроксида.

Приблизительно в IX-X ст. был получен калий и натрий гидроксиды. Их длительное время считали простыми веществами, так как все известные к тому времени методы разложения веществ применительно к КОН и NaOH не дали никаких результатов. Поскольку данные вещества не смогли разложить на составляющие, был сделан вывод, что это основные элементы, из которых состоят другие вещества. Именно этим и объясняется название «основания», которое дали таким веществам в середине XVIII в.
 

Выводы:

1. Все основания (гидроксиды) — твердые вещества без запаха. ЦЦело-•-•ji чи растворяются в воде, а другие гидроксиды — нет. В зависимости от металлического элемента, который образует гидроксид, основания могут иметь различную окраску, но большинство гидроксидов — это белые вещества.
2. В природе гидроксиды почти не встречаются из-за их химической активности. В промышленности главным образом применяют щелочи, важнейшими из которых являются натрий и кальций гидроксиды.

Химические свойства щелочей и нерастворимых гидроксидов

Обнаружение щелочей

Щелочи и кислоты — бесцветные в воде вещества, но очень часто необходимо знать, присутствует ли кислота или щелочь в растворе. Для обнаружения щелочей и кислот используют индикаторы — сложные органические вещества, которые изменяют свой цвет в зависимости от наличия щелочей или кислот в растворе. Нерастворимые и амфотерные гидроксиды не изменяют цвет индикаторов.

Обычно индикаторы используют в виде растворов — водных или спиртовых. Удобнее использовать индикаторную бумагу — полоски обычной бумаги, пропитанной раствором индикатора, а затем высушенной (рис. 33.1).

Наиболее используемые в школьной лабораторной практике индикаторы — это лакмус (рис. 33.2), фенолфталеин (рис. 33.3), метиловый оранжевый и универсальный индикатор (рис. 33.4). Цвета индикаторов при наличии и отсутствии щелочей приведены в таблице 10.

Взаимодействие щелочей и нерастворимых гидроксидов с кислотами. Реакция нейтрализации

В мы уже рассмотрели кислотно-основные взаимодействия, принцип которых заключается в том, что вещества с кислотными свойствами реагируют с веществами с основными свойствами.

Щелочи и нерастворимые гидроксиды проявляют основные свойства и способны взаимодействовать с кислотами:

В продукт реакции — соль — переходит металлический элемент из основания и кислотный остаток из кислоты:

Щелочи и кислоты — едкие вещества, а в результате их взаимодействия образуется нейтральная соль. Таким образом, щелочь и кислота взаимно нейтрализуют друг друга, из-за чего реакцию между ними называют реакцией нейтрализации. Хотя нерастворимые гидроксиды не являются едкими, их взаимодействие с кислотами также часто называют реакцией нейтрализации.
 

Реакцию между кислотой и основанием, в результате которой образуются соль и вода, называют реакцией нейтрализации.
Реакции обмена

Обратите внимание на перемещение атомов в реакции натрий гидроксида с хлоридной кислотой:

Натрий гидроксид состоит из двух частей (иона Натрия и ги-дроксид-иона), и хлоридная кислота состоит из двух частей (иона Гидрогена и кислотного остатка — хлорид-иона). При взаимодействии между ними происходит обмен этими частями — ионы Натрия и Гидрогена поменялись местами: ион Гидрогена кислоты объединился с гидроксид-ионом щелочи в молекулу воды, а ион Натрия с кислотным остатком образовал соль — натрий хлорид:

Следовательно, это реакция обмена.

Реакции, в которых два вещества обмениваются своими частями, назы-& ™ вают реакциями обмена.
Условия протекания реакций обмена в водных растворах

Большинство реакций, которые характеризуют химические свойства оснований, кислот и солей, — это реакции обмена. Реакции обмена в водных растворах могут протекать только при определенных условиях, которые соответствуют правилу: продукты реакции не должны реагировать друг с другом с образованием исходных  веществ. Такие реакции называют необратимыми, т. е. такие, которые происходят до конца. Это возможно, если одним из продуктов реакции является вода или продукт реакции выделяется из раствора в виде газа или осадка (нерастворимого в воде вещества).

Обратите внимание: если одним из реагентов является нерастворимое в воде вещество и должно образоваться также нерастворимое вещество, то осадок образуется на поверхности нерастворимого реагента. В такой реакции смогут прореагировать только поверхностные слои реагента, значит, вглубь частицы осадка реакция не пойдет.

Таким образом, реакция обмена, в которую вступает нерастворимое вещество и в результате которой должен образоваться осадок, не происходит. Иначе говоря, «из осадка осадок не образуется».

Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами

Щелочи также способны взаимодействовать с кислотными оксидами. Такие реакции мы уже рассмотрели в § 30, когда изучали свойства оксидов:

Вы уже знаете, что главное при составлении уравнений таких реакций — правильно определить кислотный остаток. Для этого необходимо помнить, как определить кислоту, соответствующую данному кислотному оксиду (табл. 9, с. 158).

Сульфур оксиду соответствует сульфитная кислота, а фосфор оксиду — ортофосфатная, поэтому со щелочами сульфур оксид будет образовывать сульфиты (соли сульфитной кислоты), а фосфор оксид — ортофосфаты:

соответствует

соответствует

Нерастворимые и амфотерные гидроксиды в такие реакции не вступают.

Взаимодействие щелочей с солями

Гидроксиды вступают с солями в реакции обмена, поэтому в результате образуются также соль и гидроксид. Такие реакции должны соответствовать условиям протекания реакций обмена, поэтому среди реагентов все вещества должны быть растворимыми, а в результате должен образоваться осадок:

Разложение нерастворимых гидроксидов

Нерастворимые и амфотерные гидроксиды — неустойчивые вещества. При нагревании (в отличие от щелочей) они разлагаются с образованием соответствующих оксидов и воды:

Таким способом можно получить оксиды даже тех элементов, которые в виде простого вещества не реагируют с кислородом, например аурум(Ш) оксид:

Безопасность при работе со щелочами

Щелочи — едкие вещества, они разъедают кожу, дерево, бумагу, могут стать причиной ожогов кожи и слизистых оболочек (рис. 33.5).

Недаром натрий гидроксид называют едким натром, а калий гидроксид — едким кали. Шерстяная ткань, погруженная в концентрированный раствор натрий гидроксида, набухает и превращается в студенистую массу. Если раствор щелочи, попавший на руку, не смыть водой, кожу начинает жечь, и в скором времени образуется язва.

При работе со щелочами особенно важно беречь глаза, поэтому рекомендуется надевать защитные очки. Если щелочь случайно попала на кожу, ее следует немедленно смыть большим количеством проточной воды, а затем протереть поврежденный участок кожи разбавленным раствором боратной или уксусной кислоты.

• Слово «щелочь» происходит от устаревшего слова, которым раньше называли мылкий раствор древесной золы, используемый для стирки и мытья.
• Открытие лакмуса является примером так называемых «случайных» открытий. Как-то английский ученый Роберт Бойль приготовил водный раствор лакмусового лишайника. Стакан, в котором он хранил настой, понадобился ему для хлоридной кислоты. Вылив настой, Бойль влил в стакан кислоту и с удивлением обнаружил, что кислота стала красной. Изучая этот эффект, Бойль изобрел первый индикатор для кислот и щелочей. 

Выводы:

1. Для обнаружения щелочей в растворе используют кислотно-основные индикаторы — вещества, изменяющие цвет при наличии щелочи или кислоты. В растворах щелочей лакмус изменяет свой цвет на синий, метиловый оранжевый — на желтый, фенолфталеин — на малиновый, универсальный индикатор становится синим.
2. В реакции щелочи с кислотой образуются соль и вода. Такие реакции называют реакциями нейтрализации. Такие же продукты образуются при взаимодействии щелочей с кислотными оксидами.
3. Химические реакции, в которых вещества обмениваются своими составляющими частями, называют реакциями обмена. Реакции обмена являются необратимыми, т. е. они протекают до конца: в результате реакции образуются вода, газ или нерастворимое в воде вещество. Реакция нейтрализации — пример реакции обмена.
4. Реакции обмена возможны между щелочами и растворимыми солями, при этом образуются нерастворимый гидроксид и соль.
5. При нагревании разложению подвергаются только нерастворимые гидроксиды. В результате образуются соответствующий оксид и вода.

Кислоты: физические свойства, распространенность и применение

Физические свойства кислот

Оксигенсодержащие кислоты — вещества молекулярного строе-
ния. Это обусловливает их некоторые физические свойства: кислоты
представляют собой жидкости или легкоплавкие твердые вещества.

Так, наиболее распространенные кислоты — сульфатная и нитратная — при обычных условиях являются жидкостями, ортофосфатная боратная силикатная — твердые вещества.

Безоксигеновые кислоты — флуоридная HF, хлоридная бро-мидная НВr, йодидная и сульфидная — это водные растворы газов, у которых такая же формула, что и у соответствующей кислоты.

Сульфитная и карбонатная кислоты — это продукты взаимодействия сульфур оксида и карбон оксида с водой, поэтому они хорошо растворимы в воде. Большинство неорганических кислот также растворимы в воде. В лабораториях обычно используют именно разбавленные растворы кислот. Исключением является силикатная кислота — она нерастворима в воде.

В разбавленных растворах кислоты обычно не имеют запаха, но растворы некоторых кислот со значительной концентрацией обладают характерным запахом. Все концентрированные растворы безоксигеновых кислот имеют запах соответствующих газов вследствие их летучести.

Разумеется, все кислоты кислые на вкус, в связи с чем и получили такое название:

• Слово «уксус» происходит от греческого слова оксос, которое означает «кислый». В древности он был единственной известной пищевой кислотой, поэтому его название отождествлялось с представлением о кислой сущности. Поэтому древним грекам было бы сегодня удивительно услышать наш термин «уксусная кислота», что буквально означает «кислая кислота».
• В Средние века одним из основных способов исследования новых веществ был органолептический метод. Ученый должен был самостоятельно исследовать запах и вкус веществ, большинство из которых, в частности кислоты, были ядовитыми или едкими. Чтобы уменьшить риск отравления, алхимики пробовали новые вещества кончиком языка. Спустя некоторое время кончик языка отмирал, и язык алхимиков часто становился похожим на раздвоенный язык змеи, из-за чего обычные люди их очень боялись.

Распространенность кислот в природе

Во время грозы в атмосфере образуется большое количество кислот, в частности сульфатной и нитратной, которые выпадают на землю с дождем. Например, ежегодно нитратной кислоты выпадает на землю значительно больше, чем вырабатывает мировая промышленность.

Газированная вода — это раствор карбонатной кислоты. Небольшие примеси карбонатной кислоты содержит даже пресная вода благодаря растворению в ней углекислого газа из воздуха.

Сульфидная кислота содержится в некоторых минеральных водах. Богаты этой кислотой природные источники в Закарпатской и Львовской областях. Значительным является ее содержание в водах Черного моря на глубине свыше 100 м, поэтому там почти отсутствуют живые организмы.

Овощи и фрукты содержат органические кислоты. Как правило, их название происходит от продуктов, в которых они были открыты. В яблоках содержится яблочная кислота, в лимонах — лимонная. Также известны щавелевая, виноградная, янтарная кислоты и т. д.

Желудочный сок содержит хлоридную кислоту в концентрации почти 0,6 %. Кислая среда желудка способствует пищеварению и уничтожает болезнетворные бактерии.

При выполнении физических упражнений в мышцах накапливается молочная кислота. Она — причина боли в мышцах. Молочная кислота также образуется при скисании молока или квашении капусты.

Яд муравьев и пчел содержит муравьиную кислоту. Она содержится также в волосках жгучей крапивы. Муравьиная кислота — очень едкое вещество и при попадании в рану при укусах разъедает кожу.

Использование кислот

Значительные объемы сульфатной кислоты тратятся для переработки нефти в горючее, а также при производстве цветных металлов, моющих средств, лекарств и красителей, взрывчатых веществ, аккумуляторов и спичек.

Нитратная кислота необходима для производства минеральных удобрений, лекарств, взрывчатых веществ, лаков и красок. Она является компонентом ракетного топлива.

Хлоридную кислоту используют для обработки и получения металлов, в производстве сахара и виноделии, при изготовлении моющих средств, лекарств, красителей и пластмасс.

Ортофосфатную кислоту в значительных количествах используют при производстве минеральных удобрений, противокоррозионных покрытий для металлов, стоматологических препаратов, при изготовлении напитков.

Немало кислот применяют в пищевой промышленности. И не только в качестве вкусовых приправ для придания кислого вкуса. Кислоты (уксусную, лимонную, бензойную, винную) используют как консерванты для замедления порчи продуктов.

Уксус, используемый в быту для маринования продуктов, а также для приготовления приправ, — это 6% -й или 9% -й водный раствор уксусной кислоты.

Почти у каждого в домашней аптечке есть аскорбиновая кислота (витамин С), ацетилсалициловая кислота (аспирин) и боратная кислота (ее спиртовой раствор используют для дезинфекции).

В XIX в. появились так называемые «макальные спички», которые загорались не от трения, а при макании их в концентрированную сульфатную кислоту. Вместе с этими спичками продавали емкости с кислотой. Но, разумеется, пользоваться ими было крайне неудобно и опасно.

Выводы:

• Большинство кислот — это бесцветные твердые или жидкие вещества. Безоксигеновые кислоты — это растворы соответствующих газов в воде. На практике обычно используют не чистые кислоты, а их разбавленные растворы.
• Кислоты — очень распространенные в природе вещества. Много неорганических кислот содержится в воде Мирового океана и в дождевой воде, куда они попадают из воздуха в результате вулканической деятельности или грозы. Органические кислоты содержатся в овощах, фруктах и животных организмах.
• Неорганические кислоты — очень важные для промышленности вещества. Чаще всего используют сульфатную, нитратную, хлоридную и ортофосфатную кислоты.

Химические свойства кислот

Обнаружение кислот

Как и щелочи, кислоты можно выявить при помощи индикаторов. Цвет индикаторов при наличии и отсутствии кислот в растворе приведен в таблице 11.

Взаимодействие кислот с веществами основной природы

Вы уже изучили реакции основных оксидов и оснований с кислотами. Между ними происходят реакции обмена, в которых образуются соль и вода:

Амфотерные оксиды и амфотерные гидроксиды при взаимодействии с кислотами проявляют свойства основных веществ, т. е. реагируют как обычные основные оксиды и гидроксиды:

Взаимодействие кислот с солями

Кислоты могут вступать в реакции с солями (как растворимыми в воде, так и нерастворимыми). Между кислотой и солью происходит реакция обмена, поэтому продуктами реакции должны быть также соль и кислота.

Взаимодействие между солью и кислотой происходит, если реакция соответствует условиям протекания реакций обмена:

• кислота или соль, которая образуется, выпадает в осадок:

Например, при взаимодействии барий хлорида с сульфатной кислотой образуется белый осадок нерастворимой соли — барий сульфата:

Среди известных вам кислот нерастворимой является силикатная кислота. Она образуется в реакции растворимых силикатов с кислотами:

• происходит выделение газообразного вещества, которое возможно, если образованная кислота неустойчивая или летучая:

При взаимодействии карбонатов или сульфитов с кислотами образуются неустойчивые кислоты (карбонатная и сульфитная), которые при образовании разлагаются:

Поэтому такие соли активно реагируют с кислотами. Например, при действии на порошок кальций карбоната (известняк, мел, мрамор) хлоридной кислоты жидкость словно закипает, поскольку образованная карбонатная кислота моментально разлагается с выделением углекислого газа (рис. 35.1):

Рис. 35.1. Взаимодействие хлоридной кислоты: а — с растворимым натрий карбонатом; 6 — нерастворимым кальций карбонатом. В обоих случаях образуется большое количество газа, но в первом случае газ образуется во всем объеме раствора, а во втором — только на поверхности кальций карбоната

Аналогично происходит реакция взаимодействия натрий суль-
фита с кислотой:

Некоторые кислоты являются летучими и плохо растворяются в воде, как, например, сульфидная кислота При действии хлоридной кислоты на феррум сульфид реакция происходит благодаря выделению из раствора гидроген сульфида (сероводорода):

Необходимо помнить, что реакции кислот с солями не всегда возможны, даже если формально реакция соответствует условиям протекания реакций обмена. Так, если смешать растворы феррум хлорида и сульфидной кислоты, то реакция не будет протекать, хотя в результате должен был образоваться осадок:

Причина заключается в силе кислот. Кислоты разделяют на сильные и слабые. Сильными кислотами являются Другие кислоты, которые приведены в таблице 8, являются слабыми. Хлоридная кислота — сильная, а сульфидная — слабая. Взаимодействие феррум хлорида с сульфидной кислотой не происходит, так как слабая кислота не может вытеснить сильную из соли. А сильная кислота может вытеснить слабую из соли:

Таким образом, все сильные кислоты способны взаимодействовать с солями всех слабых кислот. Несмотря на то что многие слабые кислоты растворимы в воде, сильные кислоты способны вытеснить их даже в том случае, если все продукты реакции растворимы в воде. Например, сульфатная кислота может вытеснить ортофосфатную из нерастворимых ортофосфатов:

Безопасность при работе с кислотами

Кислоты — едкие вещества. При попадании на кожу или слизистые оболочки кислоты могут стать причиной химических ожогов, а в случае попадания концентрированной сульфатной кислоты — даже обугливания кожи. Под воздействием кислоты на одежде могут появиться дырки. Поэтому с кислотами, особенно с концентрированными, следует обращаться очень осторожно. Работать с ними желательно в резиновых перчатках. Если кислота случайно попала на кожу или одежду, ее следует немедленно смыть большим количеством воды, а остатки нейтрализовать разбавленным раствором соды.

При растворении концентрированных кислот в воде выделяется большое количество теплоты. Если наливать воду в емкость с концентрированной кислотой, то вода собирается на поверхности (плотность концентрированных кислот больше плотности воды) и под действием теплоты может закипеть и начать разбрызгиваться вместе с кислотой. Поэтому, разбавляя концентрированные кислоты, обязательно следует наливать кислоту в емкость с водой, а не наоборот (рис. 35.2).

Выводы:

1. Для обнаружения кислот используют те же самые индикаторы, что и для обнаружения щелочей. Лакмус, метиловый оранжевый и универсальный индикатор при наличии кислот меняют свой цвет на красный, а фенолфталеин остается бесцветным.
2. Кислоты реагируют с веществами основной природы: основаниями и основными оксидами. В результате такого взаимодействия образуются соль и вода. Амфотерные оксиды и амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами так же.
3. Кислоты способны вступать с солями в реакции обмена. При этом образуются другие кислота и соль. Реакция будет протекать в случае образования летучей или неустойчивой кислоты либо при образовании нерастворимой соли или кислоты.
4. Кислоты — едкие вещества, с которыми следует обращаться очень осторожно. При разбавлении кислот необходимо вливать кислоту в воду, а не наоборот. При попадании кислоты на кожу или одежду ее следует немедленно смыть водой и нейтрализовать остатки раствором соды.

Ряд активности металлов. Реакции замещения

Понятие о ряде активности металлов

Во многих химических реакциях принимают участие простые вещества, в частности металлы. Металлы могут взаимодействовать почти со всеми классами неорганических соединений, которые изучаются в школьном курсе химии. Однако разные металлы проявляют разную активность в химических взаимодействиях, и от этого зависит, произойдет реакция или нет.

Чем больше активность металла, тем энергичнее он взаимодействует с другими веществами. По активности все металлы можно расположить в ряд, который называется рядом активности металлов (вытеснительным рядом металлов, рядом напряжений металлов, электрохимическим рядом напряжений металлов). Этот ряд впервые составил и изучил выдающийся украинский ученый Н. Н. Бекетов, поэтому у данного ряда есть еще одно название — ряд Бекетова.

Ряд активности металлов Бекетова выглядит так (более полный ряд см. на форзаце 2):

Русский и украинский химик, основатель украинской школы физической химии, академик Петербургской академии наук с 1886 г. Родился в семье морского офицера. Закончил Казанский университет, работал в Петербурге в Медико-химической лаборатории.

Преподавал химию цесаревичу — будущему императору Николаю II. С 1855 г. профессор императорского университета в Харькове, где по предложению ученого в 1864 г. было открыто первое в Украине физикохимическое отделение. Именно там впервые в мире он начал преподавать физическую химию как отдельную дисциплину. Бекетов открыл способ восстанов- Николай Николаевич ления металлов из их оксидов, который и сегодня Бекетов (1827-1911) используют в металлургии, установил зависимость

сродства элементов от порядкового номера, первым получил чистые оксиды щелочных элементов (Натрия, Калия), составил ряд активности металлов, который назван его именем, был автором первого в мире учебника по физической химии.

В этом ряду металлы расположены по уменьшению их химической активности в водных растворах. Таким образом, среди приведенных металлов наиболее активным является калий, а наименее активным — золото. С помощью этого ряда легко выяснить, какой металл активнее другого. Также в этом ряду находится водород. Конечно, водород не является металлом, но в данном ряду его активность принята за точку отсчета (своего рода ноль).

Взаимодействие металлов с кислотами

Металлы, расположенные в ряду активности слева от водорода, способны вступать в реакции с кислотами, в которых атомы металлических элементов замещают атомы Гидрогена в кислотах. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород (рис. 36.1, с. 194):

Чем левее расположен металл в ряду активности, тем более бурно он взаимодействует с кислотами. Наиболее интенсивно вытесняют водород из кислот те металлы, которые расположены в самом начале ряда. Так, магний взаимодействует очень бурно (жидкость словно закипает), цинк взаимодействует значительно спокойнее, железо реагирует совсем слабо (пузырьки водорода едва образуются), а медь вовсе не взаимодействует с кислотой (рис. 36.2).

Если металл расположен в ряду активности справа от водорода, то он не способен вытеснять водород из растворов кислот, и потому реакция не происходит (табл. 12, с. 197):

Обратите внимание на уравнения реакций металлов с кислотами, приведенные выше: в этих реакциях атомы металлических элементов из простого вещества замещают атомы Гидрогена в кислотах. Такие реакции называют реакциями замещения.
 

Реакции замещения — это реакции, в которых атом элемента простого вещества вытесняет атом другого элемента из сложного вещества.

Взаимодействие нитратной и концентрированной сульфатной кислот с металлами происходит по другой схеме. В таких реакциях водород почти не выделяется, а выделяются другие продукты реакции, о чем вы узнаете в следующих классах.
 

Взаимодействие металлов с водой

Металлы, расположенные в ряду активности слева от водорода, способны вытеснять водород не только из растворов кислот, но и из воды. Как и в случае с кислотами, активность взаимодействия металлов с водой зависит от расположения металла в ряду активности (рис. 36.3).

Металлы, расположенные в ряду активности слева от магния, взаимодействуют с водой при обычных условиях. В таких реакциях образуются щелочи и водород:

Литий взаимодействует с водой очень бурно (рис. 36.4):

Калий реагирует с водой так бурно, что иногда случается взрыв: во время реакции выделяется настолько большое количество теплоты, что выделяемый водород загорается и вызывает воспламенение самого металла.

Кальций и натрий взаимодействуют с водой так же бурно, но без взрыва:

То, что в результате реакции активных металлов с водой образуются щелочи, можно доказать, добавив раствор фенолфталеина, который приобретает характерную малиновую окраску (рис. 36.5, с. 196).

Магний взаимодействует с водой по такой же схеме, что и активные металлы, но вместо щелочи образуется нерастворимое основание. Реакция протекает настолько медленно, что сначала при добавлении магния к воде никакой реакции не наблюдается — пузырьки водорода начинают выделяться лишь спустя некоторое время (рис. 36.6). Для инициирования реакции воду следует немного подогреть или проводить реакцию в кипящей воде.

Большинство других металлов, расположенных между магнием и водородом в ряду активности, также могут взаимодействовать с водой (вытеснять из нее водород), но это происходит при более «жестких» условиях: для этого через раскаленные металлические опилки пропускают перегретый водяной пар. Конечно, при таких условиях гидроксиды разлагаются (на оксид и воду), поэтому продуктами реакции являются оксид соответствующего металлического элемента и водород:

Никель, олово и свинец пассивируются водой, поэтому ни при каких условиях с водой не реагируют.

Взаимодействие металлов с солями

Если соль растворима в воде, то металлический элемент в ней может быть вытеснен более активным металлом:

Например, если погрузить в раствор купрум сульфата железную пластинку, через определенное время на ней выделится медь в виде красного налета:

Со временем железная пластинка покрывается довольно плотным слоем порошка меди, а раствор светлеет, что свидетельствует об уменьшении в нем концентрации купрум сульфата (рис. 36.7).

Железо расположено в ряду активности слева от меди, поэтому атомы Феррума могут вытеснить атомы Купрума из соли. Но если в раствор купрум сульфата погрузить серебряную пластину, то реакция не происходит:

Медь можно вытеснить из соли любым металлом, расположенным слева от меди в ряду активности металлов. При этом медь будет вытеснять из растворов других солей любой металл, который расположен в ряду активности справа от нее (рис. 36.8):

Наиболее активные металлы, расположенные в самом начале ряда,— натрий, калий — не вытесняют другие металлы из растворов солей, поскольку они такие активные, что взаимодействуют не с растворенной солью, а с водой, в которой эта соль растворена.
 

Взаимодействие металлов с оксидами

Оксиды металлических элементов также способны взаимодействовать с металлами. Более активные металлы вытесняют менее активные из оксидов. Но, в отличие от взаимодействия металлов с солями, чтобы реакция осуществилась, оксиды необходимо расплавить:

Для получения металла из оксида можно применять любой металл, который расположен в ряду активности левее, даже самые активные натрий и калий, ведь в расплавленном оксиде воды нет:

Вытеснение металлов из солей или оксидов более активными металлами иногда применяют в промышленности для получения металлов.

• Многие кислоты и другие вещества алхимики называли «спиртами» (от латин. spiritus — «дух», «запах»). Так, был spiritus sale — соляный спирт, или хлоридная кислота, spiritus nitrate — нитратная кислота и т. д. В современном химическом языке от этих названий остались только spiritus ammonia — нашатырный спирт, который является раствором аммиака NH3, и spiritus vini — винный, или этиловый, спирт.
• Горящие активные металлы (магний, натрий и др.) невозможно погасить водой. Причина заключается в том, что при контакте с водой горящий магний реагирует с ней, вследствие чего выделяется водород, который только усиливает горение.
• «Царской водкой» химики называют кислоту, которая является смесью концентрированных нитратной и хлоридной кислот. Такое название эта смесь получила потому, что с ней взаимодействует даже золото.

Выводы:

1. Все металлы, расположенные в один ряд по уменьшению их активности образуют ряд активности металлов. В него также добавлен водород как вещество, относительно которого определяют активность металлов.
2. Металлы, расположенные в ряду активности слева от водорода, вытесняют его из кислот и воды. Чем левее расположен металл, тем активнее он вступает в реакции. Металлы слева от магния взаимодействуют с водой при обычных условиях, образуя соответствующие гидроксиды и водород, а металлы, расположенные от магния до водорода, взаимодействуют с водой при высокой температуре с образованием оксидов.
3. Металлы могут вытеснять друг друга из соли или оксида: более активный металл всегда вытесняет менее активный. Для проведения таких реакций с водными растворами солей нельзя использовать металлы, расположенные в ряду активности до магния, поскольку они будут взаимодействовать с водой, а не с растворенной в ней солью. Все металлы, расположенные в один ряд по уменьшению их активности

Соли: физические свойства, распространенность и применение

В солях существует ионная связь, а все соли имеют ионные  кристаллические решетки. И именно поэтому все соли при обычных условиях являются твердыми кристаллическими веществами с высокими температурами плавления. Соли различаются по растворимости: одни соли хорошо растворимы в воде, другие — почти не растворяются.

Чтобы узнать о растворимости той или иной соли, можно воспользоваться таблицей растворимости веществ в воде (см. форзац 2).

В зависимости от состава соли могут быть разного цвета. Много солей бесцветны, но некоторые обладают характерной окраской. Например, соединения Феррума окрашены в цвета зеленых оттенков (рис. 37.1а), Феррума— желтых или красных (рис. 37.16), а Хрома— желтых или оранжевых (рис. 37.1в).

У солей — ионные кристаллические решетки, поэтому у них нет запаха. Но некоторые соли при определенных химических реакциях иногда пахнут. Так, у алюминий сульфида характерный запах сероводорода, а у растворов солей сульфитной кислоты — запах сернистого газа.

• В древности поваренную соль считали очень ценным продуктом. Действительно, без золота прожить можно, а без соли — нет. Поэтому в Древнем Риме считали, что соль дороже золота. В античные времена даже жалованье воинам иногда выдавали солью, а чиновникам выдавали солевой паек. Занятием украинских чумаков была добыча и торговля солью.
• Название «кальцинированная сода» указывает на способ получения безводного натрий карбоната при прокаливании, что с латыни переводится как кальцинация.
• В состав пластмассы для деталей конструктора «Лего» входит барий сульфат. Несмотря на то что соли Бария очень ядовиты, барий сульфат почти нерастворим в воде, которая делает его нетоксичным для организма. Вместе с тем его очень хорошо видно на рентгеновских снимках, поэтому, если ребенок проглотит деталь, ее легко можно будет найти по этим снимкам.

Распространенность в природе и применение солей

Натрий хлорид NaCl (поваренная соль) встречается в виде минерала галита, содержится в природных соленых водах. Является сырьем для получения хлора, хлоридной кислоты, натрий гидроксида и пищевой соды. Незаменим при приготовлении пищи. На территории Украины находятся огромные залежи натрий хлорида.

Натрий карбонат (кальцинированную соду) получают из природного минерала (кристаллической соды). Сода является эффективным средством для чистки посуды. Натрий карбонат используют для изготовления стекла, мыла, стиральных порошков, эмалей и т. п.

Калий карбонат (поташ) используют для получения минеральных удобрений, изготовления хрусталя и оптического стекла, противогололедных смесей для обработки взлетно-посадочных полос.

Натрий сульфат (глауберова соль, мирабилит) — ценный реактив для лабораторной практики. Используется для изготовления стекла. Обладает слабительным действием, которое характерно для всех растворимых солей сульфатной кислоты.

Широко применяют соли нитратной кислоты — нитраты (селитры). Нитраты Калия Натрия и Кальция являются составляющими пороха, используются для получения кислорода в лаборатории. В сельском хозяйстве их применяют как азотные удобрения.

в природе встречается в виде минерала марказита. В Украине в значительные количества этой соли находятся в Криворожском железорудном бассейне. Является ценным сырьем для получения железа и сульфатной кислоты.

(аурипигмент) — ценный минерал для изготовления золотой и желтой красок. Чрезвычайно ядовит. Является сырьем для получения арсена.

Цинк сульфид ZnS (сфалерит, цинковая обманка) является сырьем для получения цинка. Из него изготовляют цинковые белила, а также краски, светящиеся в темноте.

Калий перманганат (марганцовку) используют как дезинфицирующее средство и как средство для промывания желудка при отравлениях. Калий перманганат является также ценным реактивом в лабораторной практике.

(ляпис) издавна использовали для изготовления зеркал. Соли Аргентума иногда используют для разгона облаков или, наоборот, для вызова дождя. Если из самолета распылить аргентум йодид (аргентум бромид), то он конденсирует водяной пар, который выпадает в виде дождя.

Распространенные в природе соли Кальция являются составляющей многих пород и минералов. Кальций сульфат в виде минерала гипса используют в строительстве для изготовления различных смесей и в медицине для фиксации сломанных конечностей.

Самая распространенная соль Кальция — это карбонат Он образует известняк, мел, а также минералы кальцит и мрамор. Он содержится в скорлупе яиц, раковинах моллюсков и т. д. Известняк применяют в строительстве, мел используют для побелки стен, изготовления стекла, добавляют в зубную пасту.

Распространенной солью Купрума является медный купорос В сельском хозяйстве его используют для борьбы с болезнями растений. Является широко используемым реактивом в лабораторной практике.

Еще одна соль Купрума — малахит — это полудрагоценный камень, из которого изготовляют декоративные предметы и ювелирные украшения: шкатулки, вазы, ожерелья и т. п. Крупные залежи малахита сосредоточены в Уральских горах.

Выводы:

1. Соли — вещества ионного строения, при обычных условиях твердые, плавятся при высоких температурах. Некоторые соли растворимы в воде. В зависимости от состава могут иметь различную окраску.
2. Соли широко распространены в природе (в литосфере и гидросфере) и применяются в разных областях человеческой деятельности: в строительстве, медицине, ювелирном деле, сельском хозяйстве и т. д.

Химические свойства солей

Взаимодействие солей с основаниями

Вы уже узнали о взаимодействии щелочей с кислотами. Реакции между солями и основаниями являются реакциями обмена.

Обратите внимание:

• чтобы взаимодействие между солью и основанием соответствовало условиям протекания реакций обмена, один из продуктов должен выпадать в осадок;
• поскольку нерастворимые вещества не могут быть одновременно среди реагентов и продуктов, то в такие реакции могут вступать только растворимые соли со щелочами.

Следовательно:

Такие реакции используют для получения нерастворимых оснований.

Например, при взаимодействии растворов купрум хлорида и натрий гидроксида выпадает осадок купрум гидроксида с характерной окраской (рис. 38.1):

Если прилить раствор соли к нерастворимому основанию, например феррумгидроксиду, то такая реакция не происходит:

Щелочи являются сильными основаниями, а нерастворимые гидроксиды — слабыми. Следовательно, реакция между солью и основанием происходит только в том случае, если более сильное основание (щелочь) вытесняет из соли более слабое (нерастворимое). Таким образом, соль со щелочью взаимодействовать может, а с нерастворимым основанием — нет.

Взаимодействие солей с кислотами

Из § 35 вы уже узнали о взаимодействии солей с кислотами. Такие реакции являются реакциями обмена, ведь в результате должны образоваться новые соль и кислота:

Как вы помните, реакции между солью и кислотой возможны при условии, что:

• выпадает осадок;
• выделяется неустойчивая или летучая кислота.

Например, при взаимодействии аргентум нитрата с хлоридной кислотой реакция протекает с образованием белого творожистого осадка (рис. 38.2):

Неустойчивые кислоты образуются в реакциях кислот с карбонатами или сульфитами. Например, при добавлении к барий сульфиту хлоридной кислоты наблюдается исчезновение нерастворимого барий сульфита, поскольку новая соль растворима в воде. Но образованная сульфитная кислота является неустойчивой, она медленно разлагается, о чем свидетельствует появление запаха сернистого газа (сульфур оксида):

Реакции между двумя солями

Две соли также могут вступать в реакцию друг с другом. Между ними может происходить реакция обмена. Конечно, если в реакцию вступают две соли, то и продуктами реакции также должны быть две соли.

Обратите внимание: взаимодействие двух солей возможно лишь в том случае, если обе исходные соли растворимы в воде и хотя бы один из продуктов реакции выпадает в осадок, т. е. среди продуктов реакции одна соль должна быть нерастворимой или малорастворимой в воде:

Например, получить малорастворимый кальций флуорид или нерастворимый плюмбум йодид можно по таким уравнениям реакций (рис. 38.3 и 38.4):

Если при смешивании двух растворимых солей среди продуктов реакции нет нерастворимой соли, то такие реакции не происходят:

Иногда в реакцию могут вступать растворимая соль с нерастворимой.

Это возможно в случае, если образуется соль, растворимость которой еще меньше. Значит, нужно знать численные показатели растворимости реагентов и продуктов реакции. Например, кальций сульфат — малорастворимая соль, а барий сульфат — нерастворимая, поэтому возможна реакция:

Аргентум хлорид и аргентум йодид — нерастворимые соли, но аргентум хлорида в 1 л воды растворяется 1,9 мг, а аргентум йодида — лишь 0,0024 мг. Таким образом, аргентум йодид менее растворим, чем аргентум хлорид, поэтому возможна реакция:

Аргентум хлорид имеет белую окраску, а аргентум йодид — желтоватую.

О ходе реакции можно узнать по изменению цвета осадка, однако из-за того, что реагируют нерастворимые вещества, такие реакции протекают слишком медленно и происходящих изменений почти не видно.

В конце XIX в. в Петербургской академии наук рассматривали предложение называть химические вещества по образцу русских фамилий. Так, гидроген хлорид HCI (хлороводород) предлагали называть «водород хлорович», а натрий сульфат — «натрий серович четырехкислов».

Для золочения куполов, древесины, гипсовых изделий ранее иногда использовали так называемое муссивное золото. Однако оно не содержит ни грамма золота. Это станнум(IV) сульфид, из которого изготовляют краску, имитирующую позолоту.

Кроме обычного сахара, химикам известен еще свинцовый сахар — плюмбум(II) ацетат Внешне он очень похож на обычный сахар, сладкий и хорошо растворяется в воде, но чрезвычайно ядовит.

Использование гипса для фиксации сломанных конечностей впервые в мировой медицине предложил наш соотечественник, уроженец Винницкой области (с. Вишня, ныне — с. Пирогово), основатель военно-полевой хирургии Николай Иванович Пирогов (1810-1881).

Выводы:

1. Реакции обмена между солями и основаниями возможны при условии, что взаимодействуют растворимая соль со щелочью (растворимым основанием), а продуктами реакции являются нерастворимый гидроксид и другая соль.
2. В реакцию с кислотами могут вступать как растворимые, так и нерастворимые соли. В результате должны образоваться летучая или неустойчивая кислота либо нерастворимая соль.
3. В реакциях обмена между двумя солями должны образоваться две новые соли. Реакция происходит, если оба реагента растворимы, а среди продуктов реакции одна из солей нерастворима в воде.

 Амфотерные оксиды и гидроксиды

Понятие об амфотерности:

Вы уже изучили соединения, которые проявляют кислотные или основные свойства. Некоторые соединения могут проявлять и кислотные, и основные свойства. Кислотные свойства проявляют главным образом соединения неметаллических элементов, а основные — металлических элементов. Если элемент находится на границе между металлическими и неметаллическими элементами, то вполне ожидаемо, что его соединения должны проявлять свойства, характерные как для кислотных, так и для основных веществ. Такие соединения называют амфотерными.

Вещества, которые могут проявлять кислотные и основные свойства в зависимости от вещества, с которым они взаимодействуют, называют    амфотерными.

Амфотерные свойства могут проявлять оксиды и гидроксиды некоторых химических элементов в степенях окисления +2, +3 и +4. Среди них Бериллий(+2), Цинк(+2), Станнум(+2), Плюмбум(+2), Алюминий(+3), Феррум(+3), Хром(+3), Титан(+4).
 

Амфотерные гидроксиды

При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды ведут себя как обычные нерастворимые основания: продуктами реакции амфотерного гидроксида с кислотой являются соль и вода
Zn(OH)2 + 2НС1 = ZnCl2 + 2Н20

При взаимодействии с другими основаниями амфотерные гидроксиды проявляют кислотные свойства: с основаниями амфотерные гидроксиды реагируют, как кислоты — вступают в реакцию с образованием соли. Но состав соли зависит от условий, при которых происходит взаимодействие: в растворе или при сплавлении.

В растворах амфотерные гидроксиды взаимодействуют только со щелочами с образованием сложных (комплексных) солей.

Например, цинк гидроксид с натрий гидроксидом реагирует по уравнению:

Как и для обычных солей, название комплексной соли составляют из двух слов. Однако следует указать число групп ОН в составе соли: префикс тетра- означает, что гидроксильных групп четыре, а префиксом гекса- обозначают шесть групп ОН, например:
Подобно цинк гидроксиду реагирует со щелочами и алюминий гидроксид. Но в зависимости от концентрации щелочи из алюминий гидроксида может образоваться тетрагидроксоалюминат (с разбавленным раствором щелочи) или гексагидроксоалюминат (с концентрированным раствором):

При сплавлении амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать не только со щелочами, но и с нерастворимыми гидроксидами. При этом образуются также соли, но с более простым составом:

Как и в растворах, из алюминий гидроксида могут образоваться две разные соли в зависимости от количества добавленной щелочи:

При сплавлении амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать также и с основными оксидами:

Для того чтобы правильно записать уравнение реакции с участием амфотерных гидроксидов при сплавлении, амфотерные гидроксиды необходимо рассматривать как кислоты. Так, формулу цинк гидроксида можно записать как формулу кислоты Эта кислота будет называться цинкатной, она имеет кислотный остаток с зарядом -2, ее соли — цинкаты. Также формулу алюминий гидроксида можно записать кислотный остаток с зарядом -3, соли — ортоалюминаты. Если из алюминий гидроксида убрать одну молекулу воды, то формула кислоты будет кислотный остаток с зарядом -1, а соли — метаалюминаты.
 

Амфотерные оксиды

С кислотами амфотерные оксиды взаимодействуют как обычные основные оксиды: между ними происходят реакции обмена, в которых образуются соль и вода:

При взаимодействии с основными веществами они вступают в реакции как кислотные оксиды. То есть взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей. Но амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями и основными оксидами только при сплавлении (без участия воды) и образуют такие же соли, как и амфотерные гидроксиды.

При сплавлении цинк оксида с натрий гидроксидом или натрий оксидом образуется натрий цинкат, только в первом случае образуется еще и вода:

Амфотерные оксиды и их соединения довольно распространены в природе. Алюминаты являются составляющими почв и глины.
Некоторые элементы проявляют переменную валентность, причем свойства соединений с разными валентностями могут существенным образом отличаться. Так, феррум(II) оксид FeO — это основный оксид, а феррум(III) оксид — амфотерный. Таким образом, они могут взаимодействовать друг с другом при сплавлении, причем образованный продукт также состоит из атомов Феррума и Оксигена — Это соединение называют смешанным оксидом (или железной окалиной), хотя оно является солью, которая состоит из металлического элемента Феррума(II) и кислотного остатка ферратной кислоты

Выводы:

1. Амфотерность — способность химических соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от природы добавленного реагента. К амфотерным относятся оксиды и гидроксиды некоторых элементов: Бериллия(+2), Цинка(+2), Станнума(+2), Плюмбу-ма(+2), Алюминия(ч-З), Феррума(ч-З), Хрома(+3), Титана(+4).
2. Амфотерные гидроксиды в растворах взаимодействуют только со щелочами с образованием солей, которые содержат гидроксильные группы. При сплавлении они могут также взаимодействовать с основными оксидами и гидроксидами. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными веществами только при сплавлении.

Способы получения оксидов

Получение оксидов горением простых веществ

Оксиды — это бинарные соединения с Оксигеном, поэтому простейший способ получения оксидов — это взаимодействие простых веществ с кислородом:

Почти все простые вещества взаимодействуют с кислородом (окисляются). Многие из них взаимодействуют с кислородом достаточно бурно даже в воздухе, с выделением большого количества теплоты и света, т. е. горят (рис. 40.1).

Большинство металлов взаимодействуют с кислородом достаточно медленно. Например, медь, железо или ртуть необходимо прокаливать на воздухе длительное время, чтобы они полностью прореагировали. С этими металлами реакция протекает намного быстрее, если ее проводить не на воздухе, а использовать чистый кислород:

Некоторые простые вещества вообще не реагируют с кислородом. Среди металлов — это золото и платина, а среди неметаллов — инертные газы (неон, аргон и др.) и галогены (хлор, бром, йод).

Если простое вещество очень медленно взаимодействует с кислородом или вовсе не взаимодействует, то соответствующие оксиды очень легко разлагаются при нагревании (рис. 40.2):

Наиболее активные металлы, такие как натрий или калий, настолько активно взаимодействуют с кислородом, что обычно образуют не оксиды, а пероксиды или надпероксиды:

(натрий пероксид)

(калий надпероксид)
 

Получение оксидов горением сложных веществ

Оксиды можно также получить в результате взаимодействия сложных веществ с кислородом. Многие сложные вещества могут гореть в кислороде на воздухе. Например, вследствие горения метана образуются два оксида — карбон(IV) оксид и гидроген оксид:

Гидроген сульфид (сероводород) сгорает в кислороде также с образованием двух оксидов: сульфур(IV) оксида и гидроген оксида:

Для промышленности важное значение имеют реакции сгорания сульфидов металлических элементов, поскольку в этих случаях образуются два ценных оксида — сульфур(IV) оксид, используемый для добывания сульфатной кислоты, и оксиды металлических элементов, из которых потом получают металлы:

Элементы с переменной валентностью способны образовывать несколько оксидов. Оксид с низшей валентностью элемента может взаимодействовать с кислородом с образованием оксида с высшей валентностью. Например, Фосфор при взаимодействии с кислородом может образовывать фосфор(III) оксид (низший оксид) и фосфор(V) оксид (высший оксид). В этом случае низший оксид взаимодействует с кислородом с образованием высшего оксида

Аналогично феррум(III) оксид взаимодействует с кислородом с образованием феррум(Ш) оксида:

 

Дегидратация гидратов оксидов

Оксиды можно получать также разложением (дегидратацией) неустойчивых гидратов оксидов: гидратов кислотных оксидов (кислот) и гидратов основных оксидов (гидроксидов):

Такие реакции происходят при прокаливании почти всех гидроксидов, за исключением гидроксидов Натрия и Калия. Таким способом можно получить оксиды даже тех элементов, которые в виде простого вещества не реагируют с кислородом, например оксид Аурума:

Дегидратацию оксигенсодержащих кислот (гидратов кислотных оксидов) проводят нагреванием при наличии фосфор(V) оксида (вещества, активно поглощающего воду):

Такие кислоты, как карбонатная , сульфитная и силикатная , легко превращаются в оксиды даже при незначительном нагревании:

Термическое разложение солей

Оксиды также образуются при разложении некоторых солей окси-генсодержащих кислот. При прокаливании многих таких солей образуется два оксида: основный и кислотный (ангидрид соответствующей кислоты):

Такие реакции происходят лишь при условии, что один из продуктов реакции (оксидов) является летучим, например:

Соли, образованные нелетучими оксидами, при прокаливании не разлагаются, а только плавятся.

Если оксид, образующийся при разложении, сам является термически неустойчивым, то образуются также продукты его распада,
например:

Разложению при прокаливании не подвергаются соли Натрия и Калия. При нагревании они начинают плавиться, а если и разлагаются, то по особой схеме. Некоторые из таких реакций используют в лабораториях для получения кислорода:

• Стекло со значительным содержанием плюмбум(II) оксида — хрусталь — очень похоже на алмаз. С конца XVIII ст. из хрусталя начали изготовлять поддельные драгоценные камни. Из бесцветного — алмазы, из окрашенного золотом — ярко-красные рубины, а хром(III) оксидом — зеленые изумруды.
• Нитроген(I) оксид используют в больницах в качестве наркоза при операциях. Он имеет слабый приятный запах и сладковатый привкус. При вдыхании его в небольших дозах наступает наркотическое опьянение, для которого характерно веселое состояние. Он вызывает неконтролируемые судорожные движения мышц лица, напоминающие смех, благодаря чему нитроген(I) оксид называют еще «веселящим газом».
• Основное сырье для получения алюминия — алюминий оксид — содержится в обычной глине. Алюминий обладает ценными свойствами — легкий, прочный и, главное, дешевый. Сегодня алюминий получают действием электрического тока на алюминий оксид. Но до разработки электролитического метода получение алюминия было чрезвычайно затратным. В 1855 г. 1 кг алюминия стоил дороже золота. Поэтому алюминий называли «серебром из глины».
   

Выводы:

1. Оксиды образуются при взаимодействии простых и сложных веществ с кислородом. Чем активнее вещества, тем легче они вступают в реакцию с кислородом.
2. Оксиды образуются при разложении неустойчивых сложных веществ: кислот, гидроксидов и солей. Разложению подвергаются нерастворимые гидроксиды, неустойчивые кислоты и соли, если при этом образуются летучие оксиды.
    

Общие способы получения кислот, оснований и солей

В химических превращениях в большинстве случаев из вещества, относящегося к одному классу, образуется другое вещество, которое часто относится к другому классу. Следовательно, химические свойства одних веществ являются способом получения других веществ.

Способы получения кислот

Способы получения оксигенсодержащих и безоксигеновых кислот несколько отличаются (табл. 13):

Способы получения оснований

Щелочи получают разными способами:

• взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов (кроме магния) с водой:

• взаимодействием основных оксидов с водой:

• реакциями обмена:

Нерастворимые гидроксиды получают путем взаимодействия растворимых солей со щелочами:

Щелочи также можно получить действием электрического тока на водные растворы солей — электролизом:

Способы получения солей

Соли образуются во многих химических реакциях, поэтому существует множество способов получения солей.

Соли безоксигенових кислот можно получить путем взаимодействия двух простых веществ: металла и неметалла. Активные металлы, расположенные в начале ряда активности, с активными неметаллами взаимодействуют очень бурно: с выделением большого количества теплоты и часто света (рис. 41.1):

Менее активные металлы также могут взаимодействовать с активными неметаллами, но при соответствующих условиях.

При внесении железа в колбу с хлором реакция при обычных условиях не происходит. Но если железную проволоку предварительно раскалить в пламени горелки, то реакция протекает очень активно. О протекании реакции свидетельствует выделение феррум(III) хлорида в виде бурого дыма (рис. 41.2):

Соли оксигенсодержащих кислот взаимодействием двух простых веществ получить нельзя.

Общие способы получения солей вам уже известны по предыдущим параграфам, они приведены в таблице 14.

Выводы:

1. Безоксигеновые кислоты можно получать путем взаимодействия простых веществ с водородом с дальнейшим растворением продуктов реакции в воде. Слабые кислоты можно получить вытеснением из соли сильной кислотой.
2. Щелочи получают в результате взаимодействия активных металлов, которые расположены в ряду активности слева от магния, или оксидов активных металлических элементов с водой. Нерастворимые гидроксиды получают взаимодействием растворимых солей со щелочами.
3. Соли получают многими способами. Среди них можно выделить реакции соединения: взаимодействие металлов с неметаллами с образованием солей безоксигеновых кислот и кислотных оксидов с основными с образованием солей оксигенсодержащих кислот. Реакции замещения: взаимодействие металлов с кислотами или солями. Реакции обмена возможны при участии соединений кислотного и основного характера, а также при участии солей.

Генетические связи между классами неорганических соединений

В результате химических превращений вещества одного класса превращаются в вещества другого: из простого вещества образуется оксид, из оксида — кислота, из кислоты — соль. Другими словами, изученные вами классы соединений взаимосвязаны. Мы можем установить ряд превращений одних соединений в другие, т. е. генетические связи между ними. Рассмотрим такие связи на примере металла (кальция) и неметалла (углерода).

Кальций при сгорании на воздухе образует основный оксид СаО, который присоединяет воду, превращаясь в основание — кальций гидроксид . Последовательность этих реакций можно представить в виде схемы:
При горении углерода образуется кислотный оксид который реагирует с водой с образованием карбонатной кислоты
При взаимодействии кислоты и основания образуется соль:

Соль также можно получить при взаимодействии:

• металла с кислотой;
• основного оксида с кислотой;
• щелочи с кислотным оксидом;
• основного оксида с кислотным.

Данная схема не отображает абсолютно всех возможных реакций при участии изученных вами классов неорганических соединений, но иллюстрирует и обобщает изученные принципы химического взаимодействия разных веществ. Из схемы видно, что металлические элементы являются родоначальниками соединений с основными свойствами (основные оксиды и основания), а неметаллические — соединений с кислотными свойствами (кислоты и кислотные оксиды). Соли чаще всего встречаются на схеме, поскольку они принимают участие в большом количестве различных химических взаимодействий как реагенты или продукты реакции.

Знание генетических связей между разными классами неорганических веществ позволяет выбирать удобные и экономически выгодные методы синтеза веществ из доступных реагентов.

Однажды французский химик Луи Тенар во время лекции по ошибке выпил вместо воды раствор меркурий(II) хлорида — сильного яда. Он спокойно поставил стакан на стол и хладнокровно заявил: «Господа, я отравился, принесите, пожалуйста, сырых яиц». Испуганные студенты живо бросились на поиски и вовремя принесли яйца. Это и спасло ученого.

Выводы:

1. Неорганические вещества разделяют на отдельные классы, основываясь на общих признаках: составе и химических свойствах.
2. Единство способов получения веществ одного класса неорганических соединений и их химические свойства позволяют объединить все классы в единую схему, которая отображает их генетические связи.

Решение экспериментальных задач

Экспериментальные методы в химии

Химия — наука экспериментальная. Большинство знаний в виде теорий и законов были получены опытным путем и основывались на свойствах веществ и количественных характеристиках, которые описывают их взаимодействия. Если теория изначально выдвигается на основании определенных умозаключений, она требует экспериментального подтверждения. Как говорят ученые: «Практика — критерий истины».

В современных химических лабораториях большинство экспериментов проводят с использованием специального оборудования. Для определения кислотности растворов вместо индикаторов чаще

используют pH-метр (рис. 43.1). Еще 50 лет назад для определения наличия атомов того или иного химического элемента в соединении использовали различные химические реакции, некоторые из которых протекали достаточно долго. Современный элементный анализатор (рис. 43.2) позволяет определить любой химический элемент в образце вещества за считанные минуты.

Уже 200 лет химики используют относительные атомные массы элементов. Для определения атомных масс раньше необходимо было провести многочисленные эксперименты по определению массовых соотношений реагентов. Сегодня для этого используют масс-спектрометры (рис. 43.3), которые позволяют определить массы не только отдельных атомов, но также молекул и ионов.

Для выводов о свойствах веществ часто необходимо знать оптические характеристики веществ, в частности свет какого цвета поглощает вещество. В конце XIX в. немецкие ученые Роберт Бунзен и Густав Кирхгоф сконструировали простейший спектрограф (рис. 43.4),

который по оптическим характеристикам веществ позволил определить состав Солнца, открыть новые вещества, в частности инертные газы и др. Современные ученые активно пользуются таким прибором, но, конечно, существенно усовершенствованным (рис. 43.5). Он позволяет решать намного более сложные задачи, но принцип его действия во многом сходен со спектроскопом Бунзена.

В настоящее время очень распространенным экспериментальным методом является метод ядерного магнитного резонанса (ЯМР-спектроскопия). Он позволяет делать выводы о строении молекул и стал незаменимым в современной химии (рис. 43.6).

Без современных приборов сегодня сложно представить работу химиков, без нового оборудования невозможно дальнейшее развитие и накопление химических знаний. Но многие задачи можно решать и без приборов, используя обычные реактивы и проводя опыты в обычных пробирках.
 

Решение экспериментальных задач

И в современной лаборатории, и в обычной школьной химической лаборатории часто возникают задачи, которые можно решить только исследовательским путем. Например, необходимо определить состав некоего вещества, емкость с которым кто-то забыл подписать. Или необходимо доказать, действительно ли содержимое емкости соответствует надписи на ней.

Для решения таких экспериментальных задач необходимо знать визуальные эффекты, которые сопровождают те или иные реакции. В частности, изменение цвета индикаторов при наличии тех или иных веществ, образование осадка при взаимодействии определенных веществ, выделение газов и характер запаха этих газов. Необходимо также помнить, что большинство газообразных веществ бесцветны, но некоторые из них (сероводород или сернистый газ) обладают определенным характерным запахом. А наличие других веществ доказывают химическим способом: кислород поддерживает горение тлеющей щепки, а водород сгорает с характерным звуком.

Для решения любой экспериментальной задачи всегда следует придерживаться определенной последовательности действий. Во-первых, необходимо составить план эксперимента, в рамках которого определить, на какой конкретный вопрос нужно дать ответ и какие опыты необходимо провести. Во-вторых, выполнить собственно экспериментальную часть. В-третьих, сделать вывод о том, позволяют ли проведенные опыты дать ответ на поставленный вопрос и какие результаты опытов позволяют сделать вывод о доказательстве или опровержении изначальных предположений. Рассмотрим несколько примеров решения экспериментальных задач.
 

Пример №118

Экспериментальным методом докажите состав хлорид-ной кислоты.

Решение:

1.    Планирование эксперимента.

Хлоридная кислота состоит из ионов Гидрогена и хлорид-ионов. Для доказательства ее состава необходимо провести опыты, которые выявят наличие этих ионов.

Доказать наличие Гидрогена можно несколькими способами.

Первый: вследствие наличия ионов Гидрогена кислоты изменяют цвет индикаторов. Следовательно, если индикатор изменит свою окраску на цвет, соответствующий кислой среде, то можно утверждать о наличии Гидрогена в составе кислоты.

Второй способ основан на возможности вытеснить ионы Гидрогена из кислоты активными металлами.

Доказать наличие хлорид-ионов можно добавлением в хлоридную кислоту раствора аргентум(I) нитрата, поскольку при этом должен образоваться белый осадок аргентум хлорида.

2.    Проведение эксперимента.

Разольем выданный раствор хлоридной кислоты в три пробирки. Поочередно добавляем необходимые реактивы и записываем свои наблюдения в тетрадь (лабораторный журнал). Результаты эксперимента удобнее оформить в виде следующей таблицы:

3.    Анализ эксперимента и формулирование выводов.

Красным лакмус становится в растворах кислот, а во всех кислотах присутствует Гидроген. Наличие Гидрогена доказывает также второй опыт. Указанным способом сгорает только водород, а он мог образоваться при взаимодействии кислоты с цинком. Итак, в хло-ридной кислоте содержатся ионы Гидрогена. Белый творожистый осадок, нерастворимый в нитратной кислоте, образуется при добавлении аргентум(I) нитрата только к хлоридам. Следовательно, раствор является раствором хлорида. Проведенные эксперименты доказывают, что в растворенном веществе содержатся Гидроген и Хлор, т. е. искомое вещество — гидроген хлорид (хлоридная кислота).

Пример №119

В трех пронумерованных пробирках находятся растворы хлоридной кислоты, натрий хлорида и натрий сульфита. Используя минимальное число реактивов, определите содержимое каждой пробирки.

Решение:

1.    Планирование эксперимента.

Среди трех веществ одно — кислота, наличие которой можно доказать индикатором. Значит, вначале необходимо испытать содержимое пробирок индикатором. Наличие хлоридов можно определить, используя аргентум(I) нитрат. Но аргентум сульфит, который должен образоваться при наличии натрий сульфита, тоже нерастворим, поэтому такое испытание нам не поможет различить содержимое пробирок. Используя таблицу растворимости, определяем, что существует реактив, при добавлении которого к сульфитам осадок образуется, а к хлоридам — нет. Это барий нитрат. Следовательно, его можно использовать для выявления пробирки с раствором натрий сульфита. Наличие сульфитов

можно также доказать путем добавления сильной кислоты. Поскольку сульфитная кислота слабая, то сильные кислоты будут вытеснять ее из соли. К тому же она неустойчива и будет разлагаться с выделением сернистого газа, который можно определить по характерному запаху.

2.    Проведение эксперимента.

Поскольку с каждым веществом необходимо провести по меньшей мере две реакции, то содержимое каждой пробирки разделим на две порции. Результаты опытов оформляем в виде таблицы:

3.    Анализ эксперимента и формулирование выводов.

Индикатор меняет цвет при наличии кислот, и это происходит только в одной пробирке. Таким образом, в пробирке 2 — хлоридная кислота. Осадок образуется при добавлении барий нитрата только к содержимому первой пробирки, следовательно, пробирка 1 содержит натрий сульфит. Методом исключения делаем вывод, что в пробирке 3 — натрий хлорид.

Состав и свойства основных классов неорганических соединений

Классификация неорганических соединений:

По некоторым общим признакам неорганические вещества объединяют в отдельные классы (схема 1). Зная, к какому классу относится вещество, можно предугадать его свойства.

Схема 1. Основные классы неорганических соединений

Оксиды

Оксиды — это бинарные соединения с Оксигеном, в которых Оксиген проявляет степень окисления –2.

В зависимости от валентности химического элемента, который образует оксид, состав оксидов может быть различным.

Общая формула оксидов:

Различают следующие оксиды:

Солеобразующие:

• основные — оксиды, которым соответствуют основания (образованы металлическими элементами в степени окисления обычно +1 или +2: );
• кислотные — оксиды, которым соответствуют кислоты (образованы неметаллическими элементами: и металлическими элементами со степенью окисления выше ;
• амфотерные — оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды (образованы некоторыми металлическими элементами с промежуточными между металлическими и неметаллическими свойствами:

Несолеобразующие: оксиды, которым не соответствуют ни основания, ни кислоты (образованы некоторыми неметаллическими элементами в промежуточных степенях окисления:

В зависимости от того, к какой группе относится оксид, он проявляет различные химические свойства (табл. 1).

Таблица 1. Химические свойства оксидов*

* Химические свойства несолеобразующих оксидов вы будете изучать в 11 классе.

Окончание таблицы

Кислоты

Кислоты — соединения, состоящие из атомов Гидрогена, способных замещаться атомами металлических элементов, и кислотных остатков.

Общая формула кислот:

По различным признакам кислоты классифицируют на группы:

• по числу автомов Гидрогена в молекулах (основности):

1. одноосновные:
2. двухосновные:
3. трехосновные:

• по содержанию автомов Оксигена в молекулах:

1. оксигенсодержащие:
2. безоксигеновые:

Оксигенсодержащие кислоты являются продуктами присоединения молекул воды к молекулам кислотных оксидов. Безоксигеновые кислоты — это растворы некоторых газов в воде. Хлоридная кислота — это раствор газообразного гидроген хлорида HCl в воде, флуоридная — раствор гидроген флуорида HF и т. п.

Таблица 2. Цвет некоторых индикаторов в растворах с разной средой

Основные химические свойства кислот приведены в таблице 3.

Таблица 3. Химические свойства кислот

Основания

Основания — соединения, состоящие из атомов металлического элемента и одной или нескольких гидроксильных групп OH.

Общая формула оснований:

По растворимости в воде основания классифицируют на две группы:

• растворимые (щелочи):
• нерастворимые гидроксиды: и др.

Основания обычно проявляют свойства, противоположные кислотам, то есть взаимодействуют с веществами с кислотными свойствами (табл. 4).

Таблица 4. Химические свойства оснований

Окончание таблицы

Соли

Соли можно рассматривать как продукты замещения в кислоте атомов Гидрогена атомами металлических элементов или замещения в основаниях гидроксид-ионов кислотным остатком.

Соли — соединения, состоящие из атомов металлических элементов и кислотных остатков.

Общая формула солей:

Соли обычно вступают в реакции обмена с другими веществами (табл. 5, с. 10). Реакции обмена происходят при условии, если в результате взаимодействия образуется осадок, газ или вода.

Таблица 5. Химические свойства солей*

Химическая связь и строение вещества

Химическая связь, типы химической связи

Химическая связь — это взаимодействие атомов, определяющее существование двух- и многоатомных частиц (молекул, ионов, кристаллов).

Различают следующие типы химической связи: ковалентная, ионная, металлическая и водородная (схема 2).

Схема 2. Типы химической связи

Хотя различные типы связи существенно отличаются друг от друга, у них есть одно важное общее свойство: они образуются благодаря электростатическому притяжению противоположно заряженных частиц. В молекулах положительно заряженные ядра атомов притягиваются к отрицательно заряженным электронам общей электронной пары, благодаря чему между атомами образуется ковалентная связь. Взаимодействие противоположно заряженных ионов обусловливает существование веществ с ионной связью. На электростатическом взаимодействии основывается также существование металлической и водородной связей, о чем вы узнаете позже.

Ковалентная связь

При образовании химической связи атомы стремятся достичь завершенного внешнего электронного уровня (как у атомов инертных элементов). Этого можно достичь несколькими способами. Один из них заключается в объединении неспаренных электронов в общие электронные пары, принадлежащие обоим атомам.

Химическая связь, возникающая в результате образования общих электронных пар, называется ковалентной.

Рассмотрим процесс образования связи в молекуле фтора Атом Флуора имеет на внешнем уровне семь электронов — три электронные пары и один неспаренный электрон. До завершения внешнего уровня атому Флуора не хватает одного электрона, поэтому два атома Флуора объединяются в молекулу, образуя между собой одинарную связь следующим образом:

При взаимодействии двух атомов, у каждого из которых есть несколько неспаренных электронов, одновременно образуется несколько общих электронных пар. Примером является молекула кислорода У атома Оксигена на внешнем уровне есть шесть электронов: две электронные пары и два неспаренных электрона. Эти неспаренные электроны участвуют в образовании двух общих электронных пар:

Каждый атом Оксигена получает завершенный внешний энергетический уровень из восьми электронов (октет). Такую химическую связь называют двойной и обозначают двумя черточками. Число общих электронных пар между атомами характеризует кратность связи.

Полярная и неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь может образоваться как между одинаковыми, так и между разными атомами. Очевидно, что одинаковые атомы одинаково притягивают электроны, следовательно, в молекулах простых веществ, образованных атомами неметаллических элементов, например, в молекулах фтора и водорода, общая электронная пара одинаково притягивается к обоим атомам и принадлежит им обоим в равной степени. Такую ковалентную связь называют неполярной.

Атомы разных элементов притягивают электроны с разной силой. Это приводит к смещению общей электронной пары в сторону атома с большей электроотрицательностью. В результате на нем появляется избыточный отрицательный заряд (δ–), а на другом атоме, наоборот, появляется некоторый положительный заряд (δ+). Например, в молекуле гидроген флуорида:

Такую ковалентную связь называют полярной. По значениям электроотрицательности элементов (см. форзац 1) можно определить тип ковалентной связи: чем больше разница электроотрицательности (ΔEH), тем более полярной является связь (рис. 2.1).

Рис. 2.1. Зависимость типа связи от разности электроотрицательности элементов: а — ковалентная неполярная; б — ковалентная полярная; в — ионная

Ионная связь

В веществах с ионной связью частицы не соединены жестко друг с другом общей электронной парой, а притягиваются силой электростатического взаимодействия:

Химическая связь, возникающая в результате притяжения противоположно заряженных ионов, называется ионной.

Ионная связь образуется между атомами элементов со значительной разницей электроотрицательностей. Обычно она существует в веществах, образованных типичными металлическими и неметаллическими элементами. Условно считают, что связь является ионной, если разница электроотрицательностей двух элементов больше 2 (рис. 2.1, с. 13).

Строение твердых веществ и их свойства

Большинство окружающих нас веществ при обычных условиях находятся в твердом агрегатном состоянии. По внутреннему строению и физическим свойствам различают два состояния твердых веществ — аморфное и кристаллическое (рис. 2.2).

У аморфных веществ нет четкой пространственной структуры, они образованы неупорядоченно расположенными частицами (атомами, молекулами, ионами). По строению аморфные вещества напоминают жидкости.

Подавляющее большинство твердых веществ имеют кристаллическое строение, которое характеризуется упорядоченным расположением частиц. В кристаллических веществах частицы, из которых образованы кристаллы, располагаются в пространстве в четком порядке и образуют пространственные кристаллические решетки.

В зависимости от типа частиц, образующих кристалл, и от типа химической связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: металлические, ионные, молекулярные и атомные. Тип кристаллической решетки в значительной степени обусловливает физические свойства веществ (табл. 6).

Таблица 6. Кристаллические решетки и свойства веществ*

Растворы

Вам уже известно, что существуют однородные и неоднородные смеси. У смесей нет постоянного состава (в отличие от химических соединений), и их можно разделить на индивидуальные вещества, если не происходит необратимых химических процессов.

Понятие о дисперсных системах

Смеси, в которых одно вещество распределено в другом, как, например, дым, туман, молоко, называют дисперсными системами (от латин. dispergo — рассеивать, измельчать).

Дисперсные системы отличаются тем, какие частицы (твердые, жидкие, газообразные) распределены в какой среде (жидкой, твердой, газообразной).

Наиболее распространены в природе дисперсные системы, в которых частицы твердого вещества распределены в жидкой среде (воде).

В зависимости от размера частиц (измельчения) смешиваемых веществ различают следующие типы дисперсных систем:

• взвеси (грубодисперсные системы);
• коллоидные растворы, или золи (высокодисперсные системы);
• истинные растворы.

Свойства различных дисперсных систем приведены в таблице 7.

Главное различие между ними — размер частиц распределенного вещества (рис. 3.1).

Во взвесях отдельные частицы вещества видны невооруженным глазом или в обычный микроскоп, поэтому взвеси всегда мутные. В зависимости от агрегатного состояния распределенного в воде вещества среди взвесей выделяют суспензии и эмульсии. Суспензии — это смеси твердого вещества с водой (рис. 3.2). Например, белильная смесь — это суспензия тонкоизмельченного мела или извести в воде. В эмульсиях в воде распределены мелкие капельки других жидкостей, не смешивающихся друг с другом. Молоко — это эмульсия жира в воде, который со временем всплывает на поверхность, образуя сливки (рис. 3.3). В водоэмульсионных красках капли клея ПВА с краской того или иного цвета смешаны с водой.

Таблица 7. Сравнение свойств дисперсных систем

Взвеси могут образовываться не только при участии воды (рис. 3.4). Различные измельченные вещества могут быть распределены в твердой и газообразной средах, образуя взвеси: дым представляет собой маленькие твердые частицы, а туман — жидкие частицы, распределенные в воздухе. Такие системы называют аэрозолями. Если газообразное вещество распределить в жидкости, то образуются пены, которые также относятся к взвесям, например взбитые сливки или мыльная пена. Газы с твердыми веществами могут образовывать твердые пены, как, в частности, пемза или пенопласт.

В коллоидных растворах размер частиц вещества значительно меньше, чем во взвесях. Невооруженным глазом и даже в обычный микроскоп такие частицы заметить невозможно, поэтому коллоидные растворы кажутся прозрачными. Кофе и чай — это коллоидные растворы.

Молекулы некоторых веществ, например крахмала или белков, очень больших размеров — как несколько тысяч обычных молекул. Растворы таких веществ также являются коллоидными. Некоторые из них являются гелеобразователями и при малых концентрациях могут превратить раствор в густой гель (рис. 3.5). Среди пищевых гелеобразователей наиболее известны агарагар и желатин. Агар-агар получают из морских водорослей, а желатин содержится в костях, хрящах и копытах животных.

Гели и другие коллоидные системы изучает отдельный раздел — коллоидная химия, одним из основателей которой был наш соотечественник Антон Владимирович Думанский.

Истинные растворы

Большинство растворов, с которыми мы имеем дело, являются истинными, поэтому для удобства их называют просто растворами. Их основным признаком является то, что в таких растворах вещества измельчены до отдельных молекул или ионов, поэтому они всегда прозрачны.

Раствор может быть окрашенным, как, например, раствор медного купороса (рис. 3.6), или бесцветным, как растворы поваренной соли и сахара. Но истинный раствор всегда прозрачный и в закрытом сосуде может храниться сколь угодно долго.

Растворы — это однородные смеси переменного состава, состоящие из двух или более компонентов, один из которых обычно является жидким.

Вещество, содержащееся в растворе в избытке и находящееся в том же агрегатном состоянии, что и раствор, называют растворителем, а другие компоненты — растворенными веществами.

В смесях с водой растворителем является вода. В качестве растворителей используют и другие жидкости: этиловый спирт, бензин, керосин и т. п. Например, йодная настойка, которую используют для дезинфекции ран,— это раствор йода в этиловом спирте. Но в школьном курсе химии вы будете иметь дело преимущественно с водными растворами.

Необходимо также отметить, что хотя растворы и называют смесями, однако их нужно отличать от обычных механических смесей. Как и смеси, растворы не имеют постоянного состава (в отличие от химических соединений), и их можно разделить на индивидуальные вещества (если между ними не происходит необратимых химических процессов). Однако главный признак, характеризующий растворы,— это однородность. Кроме того, в отличие от механических смесей, в растворах существуют определенные взаимодействия между частицами растворителя и растворенного вещества. Ввиду этого смеси двух газообразных веществ нельзя называть растворами.

Как отличить истинный раствор от коллоидного?

Несмотря на внешнюю прозрачность истинных и коллоидных растворов, их все же можно различить при помощи простого опыта: все коллоидные растворы рассеивают свет. Если в затемненной комнате сквозь стакан с коллоидным раствором пропустить луч света, например, от обычной лазерной указки, то этот луч в стакане будет хорошо заметен (рис. 3.7). Это связано с тем, что при прохождении луча через коллоидный раствор на пути света попадаются коллоидные частицы и луч рассеивается. Этот эффект называют эффектом Тиндаля в честь английского ученого Джона Тиндаля, открывшего его. Точно такой же эффект мы наблюдаем, когда луч света пробивается сквозь занавески в затемненную пыльную комнату. Истинные растворы такого эффекта не проявляют. Световой луч проходит сквозь них без каких-либо препятствий, поскольку частицы вещества настолько малы, что не рассеивают свет. Поэтому луч света, пропущенный сквозь стакан с истинным раствором, увидеть невозможно

Значение растворов в природе и жизни человека

Первые химические реакции на нашей планете протекали в «первичном бульоне» — растворе различных молекул в Мировом океане. С точки зрения современной науки, жизнь зародилась именно в растворе.

Кровь, лимфа, цитоплазма и другие жидкости живых организмов — это растворы различных веществ в воде. Часто в составе таких растворов есть белковые молекулы, значит, эти растворы — коллоидные. Можно смело утверждать, что наш организм — это сплошная коллоидная система.

Жидкая пища также преимущественно является коллоидным раствором, поскольку в ее составе содержатся белковые молекулы и молекулы других питательных веществ. В большинстве случаев твердая пища — это эмульсии и суспензии.

Растворенные в воде вещества образуют осадочные породы и полезные ископаемые, в частности мел, мрамор, руды различных металлов. Благодаря растворению минералов в воде в пещерах формируются сталактиты и сталагмиты.

Растворы некоторых солей применяют для подкормки культурных растений. Минеральные удобрения вносят в почву в основном в виде растворов.

Многие лекарства используют в виде растворов в воде или в спирте (настойки). Мази, кремы и некоторые другие лечебные средства — это суспензии или эмульсии лекарственных веществ.

В химической промышленности многие процессы протекают в растворах (в воде или других растворителях). Без использования растворов невозможно изготовление бумаги, тканей, пищевых кислот, моющих средств и др.

Истинные растворы в природе встречаются редко, чаще мы сталкиваемся с другими дисперсными системами: взвесями (суспензиями и эмульсиями), золями, аэрозолями, гидрозолями, пенами и др.

Строение молекулы воды. Растворение веществ в воде. Кристаллогидраты

Вода — полярный растворитель

Вода — самый распространенный растворитель в природе. В молекуле воды между атомами Оксигена и Гидрогена существует ковалентная полярная связь, благодаря чему на атоме Оксигена появляется частичный отрицательный электрический заряд, а на атомах Гидрогена — положительный (рис. 4.1). Значит, молекула воды со стороны атома Оксигена заряжена отрицательно, а со стороны Гидрогена — положительно. Частицу, в которой на разных ее концах существуют полюса зарядов, называют диполем. Молекула воды является диполем, который можно условно изобразить в виде эллипса, как на рисунке 4.2. Благодаря такому распределению электрических зарядов молекула воды обладает полярностью, а воду называют полярным растворителем, причем среди всех известных растворителей вода наиболее полярна.

Растворение веществ в воде

Рассмотрим процесс растворения в воде соли — вещества ионного строения. При попадании кристалла соли в воду молекулы воды ориентируются вокруг заряженных ионов: к положительно заряженным ионам молекулы притягиваются отрицательным полюсом, а к негативным ионам — положительным полюсом (рис. 4.3). Молекулы воды начинают притягивать ионы к себе. Когда сила притяжения ионов к молекулам воды становится больше силы удерживания ионов между собой, ион в окружении молекул воды переходит в раствор. Молекулы воды, окружающие ионы в растворе, называют гидратной оболочкой, а сами ионы, окруженные молекулами воды,— гидратами. Аналогичным образом растворяются в воде и молекулярные вещества.

В процессе растворения веществ можно выделить три стадии:

1. взаимодействие частиц вещества с молекулами растворителя — гидратация;
2. разрушение структуры вещества (кристаллических решеток);
3. распределение гидратированных частиц в растворителе — диффузия.

Тепловые явления при растворении

При образовании гидратов теплота выделяется благодаря образованию новых межмолекулярных связей между частицами, а на стадии разрушения кристалла — поглощается: энергия расходуется на разрушение связей между частицами в кристалле.

В зависимости от совокупности тепловых эффектов на двух стадиях процесс растворения протекает с поглощением или выделением теплоты

• если при гидратации энергии выделяется больше, чем расходуется на разрушение кристаллической решетки, то при растворении вещества теплота выделяется и раствор нагревается;
• если на разрушение кристалла расходуется энергии больше, чем выделяется при гидратации, то раствор охлаждается.

В большинстве случаев при растворении вещества в воде выделение или поглощение теплоты проходит незаметно, поскольку обычно мы растворяем небольшие порции веществ. Температура такого раствора если и меняется, то только на несколько градусов, что трудно заметить без термометра. Но иногда тепловые эффекты хорошо заметны. Так, при растворении концентрированной сульфатной кислоты в воде выделяется так много теплоты, что вода может закипеть. При растворении некоторых солей, например аммоний нитрата, раствор заметно охлаждается: поверхность стакана покрывается капельками воды и может примерзнуть к столу (рис. 4.5).

Процесс растворения веществ в некоторой степени можно назвать и физическим, и химическим. С одной стороны,

при растворении вещества происходит его измельчение, что является признаком физического процесса. С другой стороны, при растворении обязательно происходит поглощение или выделение теплоты, а в некоторых случаях даже образуются новые вещества, что является признаком химического процесса. Однако процесс растворения не относят ни к тому, ни к другому, а называют его физико-химическим процессом.

Как быстрее растворить вещество?

Зная, как происходит растворение вещества, мы можем предположить, как ускорить этот процесс. На скорость растворения, во-первых, влияет степень измельчения веществ: чем мельче кристаллы, тем больше площадь соприкосновения между веществом и растворителем, и вещество растворяется быстрее.

Во-вторых, на скорость растворения существенно влияет перемешивание: процесс диффузии достаточно длительный, а при перемешивании уже гидратированные частицы не скапливаются вокруг кристалла, а отдаляются от него, освобождая место для новых, пока не соединенных молекул растворителя.

В-третьих, на скорость растворения влияет температура раствора. Вам известно, что в горячей воде сахар растворяется гораздо быстрее, чем в холодной. Это связано с тем, что в горячем растворителе скорость диффузии значительно больше. Также существенным является то, что при повышении температуры молекулы или ионы в кристаллической решетке колеблются быстрее, и это облегчает разрушение кристаллической решетки вещества.

Кристаллогидраты

В составе некоторых солей иногда содержатся молекулы воды. Например, медный купорос — это кристаллическое вещество, состоящее из купрум(II) сульфата и воды (рис. 4.6). Но в отличие от раствора купрум(II) сульфата, в котором соотношение соли и воды может быть любым, в медном купоросе на каждую формульную единицу купрум(II) сульфата приходится пять молекул воды. Это существенно отличает медный купорос от раствора купрум(II) сульфата. Значит, медный купорос — это индивидуальное химическое соединение с определенной химической формулой, а не механическая смесь двух веществ.

Веществ, в составе которых кроме солей содержится вода, существует достаточно много, все они имеют кристаллическое строение, поэтому их называют кристаллогидратами.

Воду, содержащуюся в составе кристаллогидратов, называют кристаллизационной.

Кристаллогидраты — это нестойкие кристаллические вещества, состоящие из соли и кристаллизационной воды в определенном стехиометрическом соотношении.

Поскольку кристаллогидраты обладают постоянным составом, его можно описать химической формулой. Например, состав медного купороса записывают так: По современной номенклатуре, медный купорос называется купрум сульфат(II) пентагидрат, а его формулу обычно произносят так: купрум эс о четыре на пять молекул воды.

Большинство кристаллогидратов ярко окрашены и имеют собственные традиционные названия (рис. 4.6).

Обычно кристаллогидраты являются нестойкими соединениями, которые при нагреве легко теряют кристаллизационную воду, превращаясь в обычные безводные соли. Так, при прокаливании медного купороса синие кристаллы превращаются в белый порошок безводного купрум(II) сульфата (рис. 4.7, а, с. 30):

При хранении безводных солей в негерметичных сосудах они поглощают воду из воздуха и превращаются в кристаллогидраты (рис. 4.7, б). Большинство почв, пород и минералов представляют собой кристаллогидраты различных соединений.

Вода — полярный растворитель и хорошо растворяет другие полярные вещества. В истинных растворах вещества существуют в виде гидратов — отдельных ионов или молекул, окруженных молекулами воды.

Понятие о водородной связи

Благодаря полярности и электронному строению молекул воды между ними образуется особый тип химической связи — водородная связь. В отличие от уже известных вам типов химической связи, водородная связь является межмолекулярной, то есть образуется между молекулами.

Вспомним электронное строение молекулы воды, которое мы рассматривали еще в 8 классе: при образовании молекулы воды между атомами Оксигена и Гидрогена возникают две общие электронные пары, определяющие ковалентную связь в молекуле воды. При этом у атома Оксигена еще остаются две неподеленные электронные пары:

Эти электронные пары образуют повышенную электронную плотность вокруг атома Оксигена и позволяют ему взаимодействовать с другими частицами (ионами или молекулами), у которых «дефицит» электронной плотности. В молекуле воды связь между атомом Гидрогена и Оксигена очень полярная, то есть общие электронные пары значительно смещены в сторону атома Оксигена. Благодаря этому на атомах Гидрогена появляется «дефицит» электронов и возникает некоторый частичный положительный заряд.

Значит, между атомом Оксигена одной молекулы воды и атомом Гидрогена другой молекулы возникает дополнительное взаимодействие:

Такое взаимодействие называют водородной связью и обозначают рядом точек (рис. 5.1). Эта связь не так сильна, как ковалентная, но ее достаточно, чтобы удерживать молекулы воды вместе.

Водородная связь — это взаимодействие атома Гидрогена, соединенного с электроотрицательным атомом (Оксигена, Нитрогена или Флуора), одной молекулы со значительно более электроотрицательным атомом другой молекулы.

Влияние водородной связи на физические свойства веществ

В воде атом Оксигена благодаря двум неподеленным электронным парам образует связи с атомами Гидрогена двух соседних молекул воды. В свою очередь атомы Гидрогена этой молекулы образуют связи с атомами Оксигена других молекул воды (рис. 5.2). Таким образом каждая молекула воды может образовать по четыре водородные связи с другими молекулами воды. Это обусловливает специфические свойства воды: в твердом состоянии плотность льда меньше по сравнению с жидкой водой, поэтому при замерзании вода расширяется (рис. 5.3).

Благодаря дополнительному связыванию молекул водородными связями вода обладает аномальными физическими свойствами. Так, молекулярные вещества с небольшими молекулярными массами имеют низкие температуры кипения и плавления. Но благодаря водородным связям у воды аномально высокая температура кипения ( = 18, = +100 °С) по сравнению, например, с кислородом ( = 32, = –183 °С), гидроген сульфидом ( = 34, = –60,8 °С), гидроген йодидом ( = 128, = –35,4 °С). Среди этих веществ у воды молекулы самые легкие, а температура кипения — самая высокая, поскольку на разрушение дополнительного взаимодействия нужно больше энергии (дополнительный нагрев). Наличие водородных связей обусловливает большое поверхностное натяжение воды, благодаря чему многие насекомые способны перемещаться по воде.

Возможностью образования водородных связей с молекулами других веществ, которые также способны образовывать такие связи, объясняется хорошая растворимость многих веществ в воде: спирта, сахара, ацетона, уксусной кислоты и др.

Наличие дополнительного связывания молекул водородными связями также приводит к аномально высокой теплоемкости воды: чтобы ускорить тепловое движение, молекулам необходимо значительно больше теплоты. Такая особенность воды имеет большое значение для формирования климата Земли. Вблизи морей и океанов климат мягче, чем в центре континентов.

Водородную связь могут образовывать не только молекулы воды, но и молекулы других веществ: неорганических (гидроген флуорида HF, аммиака и др.) и органических (этилового спирта, ацетона, уксусной кислоты и др.), что объясняет их хорошую растворимость в воде.

Благодаря водородным связям молекулы белков и нуклеиновых кислот имеют спиральное строение, о чем вы подробнее узнаете на уроках биологии и при изучении органической химии.

Водородная связь — особый тип межмолекулярного взаимодействия. Наличие водородных связей обусловливает аномальные физические свойства воды, а также растворимость многих веществ.

Растворимость веществ

Растворимость веществ

Способность вещества растворяться в воде называют растворимостью. По растворимости вещества условно делят на хорошо растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые (схема 3).

Схема 3. Классификация веществ по растворимости в воде

Если в растворе в результате химической реакции образуется вещество малорастворимое или практически нерастворимое в воде, то оно выпадает в виде осадка — раствор теряет прозрачность, становится мутным.

Растворимость некоторых неорганических веществ в воде приведена в таблице растворимости кислот, солей и гидроксидов (см. форзац 2).

Пределы растворимости веществ

Подавляющее большинство веществ ограничено растворимы в разных растворителях. Количественно их растворимость выражают числом, которое показывает наибольшую массу вещества, способную раствориться в 100 г растворителя при определенных условиях. Эту величину называют коэффициентом растворимости, или просто растворимостью. Например, в 100 г воды при 20°С можно растворить не более 32 г 36 г NaCl, 0,25 г и только 0,007 г Эти данные можно найти в справочниках.

Обратите внимание: кальций карбонат, который считается практически нерастворимым, на самом деле в незначительном количестве переходит в раствор. Абсолютно нерастворимых веществ не существует.

Некоторые жидкости, например этиловый спирт, глицерин, ацетон, сульфатная, нитратная и уксусная кислоты, неограниченно растворимы в воде — их можно смешивать с водой в любых соотношениях (рис. 6.1). Бензин, керосин, масло, хлороформ и многие другие жидкости растворимы в воде незначительно, поэтому их считают практически нерастворимыми. Если такую жидкость, например растительное масло, вылить в воду и взболтать (рис. 6.2, а), то через некоторое время образуются два отдельных слоя — верхний (масло) и нижний (вода) (рис. 6.2, б). О таких жидкостях говорят, что они не смешиваются.

Газы также сильно отличаются по растворимости. Наиболее растворимы в воде гидроген хлорид HCl и аммиак NH3. При температуре 0°С и атмосферном давлении в 1 л воды можно растворить 500 л гидроген хлорида и 1200 л аммиака! Растворимость других газов в воде значительно ниже. Так, при тех же условиях в 1 л воды растворяется лишь 1,7 л углекислого газа, 50 мл кислорода, 23 мл азота и 21,5 мл водорода. Наименее растворимым газом является гелий — 9,7 мл в 1 л воды.

Зависимость растворимости веществ от температуры

Растворимость веществ зависит от температуры. У большинства твердых веществ с повышением температуры она заметно увеличивается. Поваренная соль почти одинаково растворяется в холодной и горячей воде, а известь и гипс лучше растворимы в холодной воде.

При повышении температуры растворимость:

• твердых и жидких веществ увеличивается;
• газообразных веществ уменьшается

Экспериментально установлено, что при температуре 0°С в 100 г воды может раствориться не более 13 г калийной селитры KNO3, при 40°С — 64 г, а при 100 °С — 244 г. Зависимость растворимости от температуры отображают на кривых растворимости (рис. 6.3).

Растворимость газообразных веществ, наоборот, с повышением температуры уменьшается (рис. 6.4). Если холодную водопроводную воду нагревать, не доводя до кипения, то на дне и стенках сосуда образуются пузырьки воздуха, который был растворен в воде и начал из нее выделяться.

Зависимость растворимости веществ от давления

В отличие от жидкостей и твердых веществ, растворимость газов зависит от давления: газы значительно лучше растворяются при повышении давления. Скорее всего, вам приходилось открывать бутылку с газированной водой. В процессе приготовления газированных напитков воду насыщают углекислым газом при повышенном давлении, а бутылку герметично закрывают. При открытии бутылки давление в ней понижается до атмосферного, растворимость углекислого газа резко уменьшается и избыточный углекислый газ начинает бурно выделяться.

При повышении давления растворимость:

• твердых и жидких веществ практически не меняется;
• газообразных веществ увеличивается.

Еще алхимики сформулировали один из главных принципов, определяющих растворимость веществ: подобное растворяется в подобном. Основываясь на этом принципе, можно объяснить, почему некоторые вещества растворяются в одном растворителе и не растворяются в другом. Веществ, которые растворялись бы абсолютно во всех растворителях, не существует. Так, полярные вещества хорошо растворяются в полярных растворителях (вода, этиловый спирт и др.), хуже растворяются в малополярных (ацетон и др.) и почти не растворяются в неполярных (бензол, петролейный эфир и др.). Например, сахар хорошо растворяется в воде и вообще не растворяется в бензоле. Наоборот, неполярные вещества хорошо растворяются в неполярных растворителях и плохо — в полярных. Например, сера нерастворима (и даже не смачивается) в воде, но хорошо растворяется в бензоле.

Во время азиатского похода весной 326 г. до н. э. войско Александра Македонского дошло до берегов реки Инд. Но, попав на территорию Индии, солдаты начали болеть кишечными инфекциями. Однако было замечено, что военачальники болели реже, чем солдаты, хотя в походах все жили в одинаковых условиях. Только через 2000 лет смогли объяснить этот факт: рядовые воины пили из оловянных чаш, а у начальников были серебряные. А серебро, хотя и в мизерном количестве, растворяется в воде, придавая ей бактерицидные свойства (в такой воде погибают бактерии). С XIX века до открытия антибиотиков такую воду использовали для промывания ран.

Некоторые вещества неограниченно растворяются в воде, но у большинства веществ растворимость ограничена. По этой характеристике выделяют растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые вещества.

Характеристики растворов

Концентрированные и разбавленные растворы

В химии растворы условно разделяют на концентрированные и разбавленные. Раствор, в котором содержится много растворенного вещества и, соответственно, мало растворителя, называют концентрированным (рис. 7.1). Например, рассол — это концентрированный раствор поваренной соли, а сахарный сироп — концентрированный раствор сахара. В разбавленном растворе содержится мало растворенного вещества. Подсоленный суп и несладкий чай с сахаром — разбавленные растворы.

Хорошо известный вам уксус является водным раствором уксусной кислоты. Его выпускают различной концентрации (от 4 до 12 %), обязательно указывая ее на этикетке (рис. 7.2).

Четкой границы между концентрированными и разбавленными растворами не существует, как не существует границы между понятиями «мало» и «много». Иногда считают, что в концентрированном растворе массы растворенного вещества и растворителя должны отличаться не более чем в 10 раз, т. е. концентрированный — это раствор с массовой долей растворенного вещества более 10%.

Насыщенные и ненасыщенные растворы

Раствор, в котором вещество еще может растворяться при определенной температуре, называют ненасыщенным (рис. 7.3, а, с. 40). Ненасыщенным, например, будет раствор, полученный добавлением 5 г поваренной соли (примерно одна чайная ложка) к 100 г воды.

Раствор, в котором при определенной температуре вещество больше не растворяется, называют насыщенным (рис. 7.3, б, с. 40).

В насыщенном растворе содержание растворенного вещества является максимальным при данных условиях. Например, растворимость поваренной соли при комнатной температуре составляет 36 г на 100 г воды, следовательно, для приготовления насыщенного раствора нужно растворить 36 г соли в 100 г воды. Большее количество соли при этих условиях растворить уже невозможно. Масса этого раствора будет равна 136 г.

При медленном охлаждении насыщенных растворов многих солей или при постепенном испарении воды избыточная соль выделяется из раствора в виде кристаллов или образуется пересыщенный раствор (рис. 7.3, в).

При определенных условиях можно получить пересыщенный раствор, т. е. раствор, в котором растворено вещества больше, чем может быть растворено при данной температуре. Такие растворы очень нестабильны и при незначительном воздействии «пытаются» избыток вещества выделить в осадок. Например, пересыщенный раствор натрий ацетата даже от прикосновения к нему выделяет избыток соли и превращается в смесь воды с солью.

Массовая доля растворенного вещества

Одной из характеристик растворов является массовая доля растворенного вещества, которую вы изучали еще в 7 классе.

Массовая доля растворенного вещества в растворе показывает, какая часть массы раствора приходится на растворенное вещество.

Вспомним, что массовую долю рассчитывают по формуле:

При этом масса раствора равна сумме масс всех компонентов раствора:

Зная массу раствора и массовую долю растворенного вещества, можно вычислить массу растворенного вещества:

Чтобы повторить, как рассчитывать массовую долю растворенного вещества, рассмотрим типовые задачи.

Пример №120

Вычислите массу раствора кислоты с массовой долей 30%, который содержит 90 г кислоты.

Дано:

m(кислоты) = 90 г,

(кислоты) = 30%, или 0,3

m(раствора) — ?

Решение:

По формуле для массовой доли определяем массу раствора:

Подставляем данные условия задачи:

m(раствора) = 90г/ 0,3 = 300г.

Ответ: 300г раствора кислоты.

Зная состав насыщенных растворов, можно рассчитать массовую долю веществ в них или определить массы веществ для их приготовления.

Пример №121

При определенной температуре в воде массой 100 г растворяется феррум(II) сульфат массой максимум 26,3 г. Вычислите массовую долю феррум(II) сульфата в таком насыщенном растворе.

Дано:

m(воды) = 100 г,

m() = 26,3 г

(соли) — ?

Решение:

Если в 100 г воды максимально растворяется указанная масса соли, то масса насыщенного раствора составляет:

m(раствора) = 100г + 26,3г = 126,3г.

Рассчитываем массовую долю соли в таком растворе:

(соли) = 26,3г/126,3г = 0,208, или 20,8%.

Ответ: 20,8%

Пример №122

По кривой растворимости (рис. 6.3) определите максимальную растворимость калий нитрата при 20°С и рассчитайте массовую долю соли в таком насыщенном растворе.

Дано:

m(воды) = 100 г

m(KNO3) — ?

(соли) — ?

Решение:

По графику определяем, что при температуре 20°С в 100 г воды растворяется около 32 г соли. Рассчитаем массовую долю соли в таком насыщенном растворе:

(соли) = 32г/(100+32) г = 0,242, или 24,2%.

Ответ: 32г, 24,2%.

Пример №123

Вычислите массы купрум(II) сульфата и воды, которые содержатся в медном купоросе массой 25 г.

Дано:

m() = = 25 г

m() — ?

m() — ?

Решение:

Формула медного купороса позволяет определить стехиометрические соотношения купрум(II) сульфата и воды в нем: в купоросе количеством вещества 1 моль содержится купрум(II) сульфат количеством вещества 1 моль и 5 моль воды.

Итак,

Вычислим количество вещества купороса:

Такое количество вещества медного купороса содержит 0,1 моль купрум(II) сульфата и 0,5 моль воды. Масса купрум(II) сульфата равна:

Массу воды можно вычислить как разность масс, а можно с использованием количества вещества воды:

Ответ:

Рекордсменом по растворимости в воде является стибий(III) хлорид. Алхимики называли это вещество сурьмяным маслом. При обычных условиях в 1 л воды можно растворить почти 10 кг этого вещества. Еще одним впечатляющим примером растворимости твердых веществ является цезий флуорид: при 0°С в 1 л воды растворяется более 5 кг этого вещества.

В северных морях, где температура воды ниже, чем в теплых, живет гораздо больше рыбы, т. к. растворимость кислорода в холодной воде больше.

Раствор, в котором вещество уже не может растворяться при определенной температуре, называют насыщенным, а если вещество еще может растворяться, то раствор является ненасыщенным. Растворы с большим количеством растворенного вещества называют концентрированными, а с малым — разбавленными.

Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация

В конце XIX века было экспериментально доказано, что растворы большинства неорганических соединений, например поваренной соли, соды, калийной селитры, хорошо проводят электрический ток. Такие вещества назвали электролитами. А чистая, точнее дистиллированная, вода и растворы многих органических веществ, в частности сахара, этилового спирта, не проводят ток — они являются неэлектролитами (рис. 8.1). Много солей, даже нерастворимых в воде, например барий сульфат, проводят электрический ток в расплавленном состоянии.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называют электролитами, а вещества, не проводящие ток ни в растворе, ни в расплаве,— неэлектролитами.

Принадлежность вещества к электролитам или неэлектролитам определяется типом его химической связи. Электролиты — это вещества с ионной или очень полярной ковалентной связью, а неэлектролиты — вещества с неполярной или слабополярной ковалентной связью (схема 4).

Схема 4. Классификация веществ на электролиты и неэлектролиты

Электролиты имеют большое значение в природе и жизни человека. Они содержатся во всех живых организмах, где обеспечивают протекание важных процессов. Биологические жидкости организма человека представляют собой растворы, содержащие ионы, на которые распадаются электролиты — соли, основания, кислоты. Разные ионы выполняют свою биологическую функцию: участвуют в процессах питания и выделения, передачи нервных импульсов, сокращения мышц. Без электролитов невозможно существование в растворах молекул белков и ДНК, а следовательно, невозможной была бы и жизнь на нашей планете.

Электролитическая диссоциация

Вам уже известно, что в веществах ионного строения, например в поваренной соли, есть заряженные частицы — ионы. Вы также знаете, что электрический ток — это направленное движение заряженных частиц. Почему же твердая поваренная соль не проводит электрический ток, а ее раствор или расплав проводят? Ответ на этот вопрос дал шведский ученый Сванте Аррениус. Он предположил, что некоторые вещества (электролиты) при растворении в воде (или расплавлении) распадаются на ионы, которые могут свободно перемещаться. При расплавлении частицы вещества становятся подвижными (рис. 8.2, а), а при растворении они равномерно распределены в воде (рис. 8.2, б), т. е. в обоих случаях способны свободно двигаться. Благодаря этому растворы и расплавы проводят электрический ток. Ионы в составе твердой поваренной соли расположены в узлах кристаллической решетки и не могут перемещаться, поэтому твердые электролиты электрический ток не проводят (рис. 8.2, в). В дистиллированной воде ионы отсутствуют, поэтому она не проводит ток (рис. 8.2, г).

Процесс распада вещества на ионы при растворении в воде или плавлении называют электролитической диссоциацией.

При растворении солей и оснований (веществ ионного строения) в раствор переходят ионы, содержащиеся в их составе. Молекулярные вещества диссоциируют несколько иначе. Гидроген хлорид — это газ, состоящий из полярных молекул HCl. Каждую молекулу, которая попадает в раствор, сразу окружают диполи воды, притягиваясь к ней противоположно заряженными сторонами. В результате такого взаимодействия полярная связь в молекуле HCl превращается в ионную, а образующиеся ионы переходят в раствор (рис. 8.3).

Кислоты — это электролиты с ковалентными полярными связями. Поэтому диссоциировать на ионы кислоты могут только в водном растворе под действием молекул воды. Чистые кислоты ток не проводят.

Итак, главное отличие электролитов от неэлектролитов заключается в том, что электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Под действием электрического поля положительно заряженные ионы (катионы) направленно движутся к отрицательному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы (анионы) — к положительному электроду (аноду) (рис. 8.4). Эти выводы, сделанные Аррениусом, являются основой сформулированной им теории электролитической диссоциации.

Вещества или их смеси, способные проводить электрический ток, называют проводниками электрического тока. Их разделяют на два типа: проводники I и II рода. Они принципиально отличаются частицами, являющимися носителями электрического заряда, т. е. теми частицами, которые свободно направленно движутся в электрическом поле. В проводниках I рода носителями заряда являются электроны, к таким проводникам относятся все металлы и их сплавы. А растворы и расплавы электролитов — это проводники II рода, носителями заряда в них выступают ионы. То есть металлы хоть и являются проводниками электрического тока, но электролитами их называть нельзя, поскольку металлы всегда проводят электрический ток благодаря наличию свободных электронов, а электролиты — только в растворах или расплавах, в которых происходит электролитическая диссоциация.

Уравнение электролитической диссоциации

Электролитическая диссоциация — это не химическая реакция, поскольку не происходит превращения одних веществ в другие. Но для удобства электролитическую диссоциацию записывают в форме уравнения, где вместо знака равенства ставят стрелку. Записывая формулы ионов в растворе, заряд ионов указывают немного иначе, чем в записи степени окисления: сначала записывают цифровое значение, а затем знак заряда (в однозарядных ионах цифру 1 обычно не пишут).

Уравнение электролитической диссоциации натрий хлорида:

Аналогично записывают уравнение электролитической диссоциации кальций хлорида:

В водных растворах электролитов вода — важнейший участник процесса диссоциации. Но вода — это среда, в которой происходит диссоциация. Во время процесса электролитической диссоциации вода не расходуется и не образуется, поэтому в уравнениях воду не указывают.

Для обнародования теории электролитической диссоциации Аррениусу понадобилась незаурядная смелость. Идея была крайне необычной: казалось невероятным, что ионы появляются не под действием электрического тока, а просто в процессе растворения. К тому же многие современники Аррениуса не понимали разницы между понятиями «атом» и «ион» и, услышав, что в водном растворе солей Калия существуют ионы Калия, возражали: если бы такое случилось, то образованный калий должен бурно реагировать с водой.

Существование электролитов обусловлено возможностью некоторых веществ распадаться на ионы (катионы и анионы) при растворении или расплавлении.

Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей в водных раствора

При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Определим характерные общие признаки диссоциации электролитов каждого класса соединений.

Кислоты, как вы помните, состоят из Гидрогена и кислотного остатка, соединенных ковалентной полярной связью. В предыдущем параграфе на примере растворения гидроген хлорида мы рассмотрели, как под действием молекул воды полярная связь превращается в ионную, и кислота распадается на катионы Гидрогена и хлорид-ионы.

Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса,

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы Гидрогена и анионы кислотного остатка.

Подобно хлоридной кислоте протекает диссоциация и других кислот, например нитратной:

При диссоциации молекулы сульфатной кислоты число катионов Гидрогена вдвое превышает число анионов кислотного остатка — сульфат-ионов. Заряд аниона равен –2 (в формулах ионов записывают «2–»):

Названия анионов, образующихся при диссоциации кислот, совпадают с названиями кислотных остатков. Они приведены в таблице растворимости на форзаце.

Легко заметить, что при диссоциации различных кислот образуются различные анионы, но катионы только одного типа — катионы Гидрогена H⁺. Значит, именно катионы Гидрогена определяют характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов, реакции с активными металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, отщепляя ионы Гидрогена последовательно, друг за другом. Например, в растворе сульфатной кислоты протекают следующие процессы:

• — первая стадия
• — вторая стадия

Как видно из приведенных уравнений диссоциации многоосновной кислоты, анионы, образующиеся при ступенчатой диссоциации на первой стадии, содержат ионы Гидрогена. Это отражено в названии анионов: — гидрогенсульфат-ион.

Электролитическая диссоциация ортофосфатной кислоты проходит в три стадии:

• первая стадия: (дигидрогенортофосфат-ион)
• вторая стадия: (гидрогенортофосфат-ион)
• третья стадия: (ортофосфат-ион)

Суммарное уравнение диссоциации ортофосфатной кислоты имеет вид:

Таким образом, каждой многоосновной кислоте соответствует несколько анионов, и все они одновременно присутствуют в растворе.

Обратите внимание, что в некоторых уравнениях диссоциации стоят двунаправленные стрелки. Что они означают, вы узнаете в следующем параграфе.

Электролитическая диссоциация оснований

Основания состоят из катионов металлического элемента и гидроксид-анионов. При диссоциации оснований эти ионы переходят в раствор. Число гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, равно заряду иона металлического элемента. Таким образом, с точки зрения теории электролитической диссоциации

Основания — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и гидроксид-анионы.

Рассмотрим уравнения диссоциации оснований на примере диссоциации натрий и барий гидроксидов:

При диссоциации оснований образуются анионы одного типа — гидроксид-ионы, определяющие все характерные свойства растворов щелочей: способность менять окраску индикаторов, реагировать с кислотами, кислотными оксидами и солями.

Электролитическая диссоциация солей

Соли образованы катионами металлического элемента и анионами кислотного остатка. При растворении солей в воде эти ионы переходят в раствор. Таким образом,

Соли — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка.

Рассмотрим диссоциацию солей на примере диссоциации калий нитрата:

Аналогично диссоциируют и другие соли, например нитрат кальция и калий ортофосфат:

В уравнениях диссоциации солей заряд катиона по абсолютной величине равен степени окисления металлического элемента, а заряд аниона — сумме степеней окисления элементов в кислотном остатке. Например, купрум(II) сульфат распадается на ионы и :

а феррум(III) нитрат — на ионы и :

Заряд катионов металлических элементов в большинстве случаев можно определить по Периодической системе. Заряды катионов металлических элементов главных подгрупп обычно равны номеру группы, в которой расположен элемент:

Металлические элементы побочных подгрупп обычно образуют несколько ионов, например

Заряды кислотных остатков проще определять по числу ионов Гидрогена в составе молекулы кислоты, как вы это делали в 8 классе. Заряды некоторых кислотных остатков приведены в таблице растворимости на форзаце.

Обратите внимание, что в уравнениях диссоциации кислот, оснований и солей суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю, поскольку любое вещество является электронейтральным.

Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность существования кислых и оснóвных солей. Кислые соли содержат ионы Гидрогена, как кислоты. Именно поэтому такие соли называют кислыми. А в оснóвных солях содержатся гидроксид-ионы, как в основаниях.

На первой стадии диссоциации сульфатной кислоты образуется гидрогенсульфат-ион благодаря чему существуют кислые соли: (натрий гидрогенсульфат), (алюминий гидрогенсульфат) и др. Для ортофосфатной кислоты также характерны кислые соли (калий гидрогенортофосфат) или (калий дигидрогенортофосфат).

В растворах кислые соли диссоциируют в две стадии:

Кислые соли характерны только для многоосновных кислот, поскольку они диссоциируют ступенчато. Единственным исключением является одноосновная кислота — флуоридная. Благодаря водородным связям в растворе этой кислоты присутствуют частицы и флуоридная кислота может образовывать кислую соль состава

Некоторые нерастворимые гидроксиды образуют катионы, в которых имеется гидроксид-ион. Например, алюминий содержится в составе катиона , благодаря чему существует соль состава (алюминий гидроксохлорид). Такую соль называют оснóвной.

Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации

Кислоты, основания и соли в водных растворах диссоциируют — распадаются на ионы. Этот процесс может быть обратимым или необратимым.

При необратимой диссоциации в растворах все вещество или почти все распадается на ионы. Это характерно для сильных электролитов (рис. 10.1, а, с. 56). К сильным электролитам относятся некоторые кислоты и все растворимые в воде соли и основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных элементов) (схема 5, с. 56).

Схема 5. Классификация электролитов по силе

При обратимой диссоциации протекает два противоположных процесса: одновременно с распадом вещества на ионы (диссоциацией) происходит обратный процесс объединения ионов в молекулы вещества (ассоциация). Благодаря этому часть вещества в растворе существует в виде ионов, а часть — в виде молекул (рис. 10.1, б). Электролиты, которые при растворении в воде распадаются на ионы только частично, называют слабыми электролитами. К их числу относится вода, многие кислоты, а также нерастворимые гидроксиды и соли (схема 5).

В уравнениях диссоциации слабых электролитов вместо обычной стрелки записывают двунаправленную стрелку (знак обратимости):

Силу электролитов можно объяснить полярностью химической связи, которая разрывается при диссоциации. Чем более полярна связь, тем легче под действием молекул воды она превращается в ионную, следовательно, тем сильнее электролит. В солях и гидроксидах полярность связи наибольшая, поскольку между ионами металлических элементов, кислотными остатками и гидроксид-ионами существует ионная связь, поэтому все растворимые соли и основания — сильные электролиты. В оксигенсодержащих кислотах при диссоциации разрывается связь O–H, полярность которой зависит от качественного и количественного состава кислотного остатка. Силу большинства оксигенсодержащих кислот можно определить, если обычную формулу кислоты записать в виде E(OH)mOn. Если в этой формуле будет n < 2 — кислота слабая, если — сильная.

Степень диссоциации

Силу электролитов количественно характеризует степень электролитической диссоциации α, показывающая долю молекул вещества, которые распались в растворе на ионы.

Степень диссоциации α равна отношению числа молекул N или количества вещества n, распавшегося на ионы, к общему числу молекул N0 или количеству растворенного вещества :

Степень диссоциации можно выражать не только в долях единицы, но и в процентах:

Значение может изменяться от 0 (диссоциация отсутствует) до 1, или 100% (полная диссоциация). Чем лучше распадается электролит, тем больше значение степени диссоциации.

По значению степени электролитической диссоциации электролиты часто разделяют не на две, а на три группы: сильные, слабые и электролиты средней силы. Сильными электролитами считают те, степень диссоциации которых более 30%, а слабыми — со степенью менее 3%. Электролиты с промежуточными значениями α — от 3% до 30% — называют электролитами средней силы. По этой классификации таковыми считаются кислоты: HF, , , и некоторые другие. Две последние кислоты являются электролитами средней силы только по первой стадии диссоциации, а по другим — это слабые электролиты.

Степень диссоциации — величина переменная. Она зависит не только от природы электролита, но и от его концентрации в растворе. Эту зависимость впервые определил и исследовал Вильгельм Оствальд. Сегодня ее называют законом разведения Оствальда: при разбавлении раствора водой, а также при повышении температуры степень диссоциации увеличивается.

Вычисление степени диссоциации

Пример №124

В одном литре воды растворили гидроген флуорид количеством вещества 5 моль. Полученный раствор содержит 0,06 моль ионов Гидрогена. Определите степень диссоциации флуоридной кислоты (в процентах).

Дано:

n₀(HF) = 5 моль

n(H⁺) = 0,06 моль

α(HF) — ?

Решение:

Запишем уравнение диссоциации флуоридной кислоты:

При диссоциации из одной молекулы кислоты образуется один ион Гидрогена. Если в растворе содержится 0,06 моль ионов H+, это означает, что продиссоциировало 0,06 моль молекул гидроген флуорида. Следовательно, степень диссоциации равна:

Ответ: α = 1,2 %.

Диссоциация слабых электролитов — обратимый процесс, а сильных — необратимый.

Кислотность среды. Понятие о pH раствора

Для различных химических, промышленных и биологических процессов очень важной характеристикой является кислотность растворов, характеризующая содержание кислот или щелочей в растворах. Поскольку кислоты и щелочи являются электролитами, то для характеристики кислотности среды используют содержание ионов H⁺ или OH^-.

В чистой воде и в любом растворе вместе с частицами растворенных веществ присутствуют также ионы H⁺ и OH^-. Это происходит благодаря диссоциации самой воды. И хотя мы считаем воду неэлектролитом, тем не менее она может диссоциировать: Но этот процесс происходит в очень незначительной степени: в 1 л воды на ионы распадается только 1 ∙ 10^-7 моль молекул.

В растворах кислот в результате их диссоциации появляются дополнительные ионы H⁺. В таких растворах ионов H⁺ значительно больше, чем ионов, образовавшихся при незначительной диссоциации воды, поэтому эти растворы называют кислотными (рис. 11.1, слева).

Принято говорить, что в таких растворах кислотная среда. Чем больше ионов H⁺ содержится в растворе, тем больше кислотность среды.

В растворах щелочей в результате диссоциации, наоборот, преобладают ионы , а катионы H⁺ ввиду незначительной диссоциации воды почти отсутствуют. Среда таких растворов щелочная (рис. 11.1, справа). Чем выше концентрация ионов , тем более щелочной является среда раствора.

В растворе поваренной соли количество ионов H⁺ и одинаково и равно 1 ∙ 10^-7 моль в 1 л раствора. Такую среду называют нейтральной (рис. 11.1, по центру). Фактически это означает, что раствор не содержит ни кислоты, ни щелочи. Нейтральная среда характерна для растворов некоторых солей (образованных щелочью и сильной кислотой) и многих органических веществ. У чистой воды также нейтральная среда.

Водородный показатель

Если сравнивать вкус кефира и лимонного сока, то можно смело утверждать, что лимонный сок намного кислее, т. е. кислотность этих растворов разная. Вы уже знаете, что в чистой воде также содержатся ионы H⁺, но кислого вкуса воды не ощущается. Это объясняется слишком малой концентрацией ионов H⁺. Часто бывает недостаточно сказать, что среда кислотная или щелочная, а необходимо количественно ее охарактеризовать.

Кислотность среды количественно характеризуют водородным показателем pH (произносится «пэ-аш»), связанным с концентрацией ионов Гидрогена. Значение pH соответствует определенному содержанию катионов Гидрогена в 1 л раствора. В чистой воде и в нейтральных растворах в 1 л содержится 1 ∙ 10^-7 моль ионов H⁺, а значение pH равно 7. В растворах кислот концентрация катионов H⁺ больше, чем в чистой воде, а в щелочных растворах меньше. В соответствии с этим меняется и значение водородного показателя pH: в кислотной среде он находится в пределах от 0 до 7, а в щелочных — от 7 до 14. Впервые водородный показатель предложил использовать датский химик Педер Сёренсен.

Кислотная среда:

0 < pH < 7

Нейтральная среда:

pH = 7

Щелочная среда:

7 < pH < 14

Вы могли заметить, что значение pH связано с концентрацией ионов H⁺. Определение pH напрямую связано с вычислением логарифма числа, которое вы будете изучать на уроках математики в 11 классе. Но взаимосвязь между содержанием ионов в растворе и значением pH можно проследить по следующей схеме:

Определение кислотности среды

Для определения кислотности раствора в лабораториях чаще всего используют универсальный индикатор (рис. 11.3). По его окраске можно определить не только наличие кислоты или щелочи, но и значение рН раствора с точностью до 0,5. Для более точного измерения рН существуют специальные приборы — рН-метры (рис. 11.4). Они позволяют определить рН раствора с точностью до 0,001–0,01.

Используя индикаторы или рН-метры, можно следить за тем, как протекают химические реакции. Например, если к раствору натрий гидроксида приливать хлоридную кислоту, то произойдет реакция нейтрализации:

В этом случае растворы реагентов и продуктов реакции бесцветны. Если же в исходный раствор щелочи поместить электрод рНметра, то о полной нейтрализации щелочи кислотой можно судить по значению рН образованного раствора.

Применение водородного показателя

Определение кислотности растворов имеет большое практическое значение во многих областях науки, промышленности и других сферах жизни человека.

Экологи регулярно измеряют рН дождевой воды, воды рек и озер. Резкое повышение кислотности природных вод может быть следствием загрязнения атмосферы или попадания в водоемы отходов промышленных предприятий (рис. 11.5). Такие изменения влекут за собой гибель растений, рыбы и других обитателей водоемов.

Водородный показатель очень важен для изучения и наблюдения процессов, происходящих в живых организмах, т. к. в клетках протекают многочисленные химические реакции. В клинической диагностике определяют pH плазмы крови, мочи, желудочного сока и др. (рис. 11.6). Нормальное значение pH крови — от 7,35 до 7,45. Даже небольшое изменение pH крови человека вызывает серьезные заболевания, а при рН = 7,1 и ниже начинаются необратимые изменения, которые могут привести к смерти.

Для большинства растений важна кислотность почвы, поэтому агрономы заранее проводят анализ почв, определяя их рН (рис. 11.7). Если кислотность слишком велика для определенной культуры, почву известкуют — добавляют мел или известь.

В пищевой промышленности при помощью кислотно-основных индикаторов проводят контроль качества продуктов питания (рис. 11.8). Например, в норме для молока pH = 6,8. Отклонение от этого значения свидетельствует либо о наличии посторонних примесей, либо о его скисании.

Важным является значение pH для косметических средств, которые мы используем в быту. В среднем для кожи человека pH = 5,5. Если кожа контактирует со средствами, кислотность которых существенно отличается от этого значения, то это влечет преждевременное старение кожи, ее повреждение или воспаление. Было замечено, что у прачек, которые длительное время использовали для стирки обычное хозяйственное мыло (pH = 8–10) или стиральную соду кожа рук становилась очень сухой и покрывалась трещинами. Поэтому очень важно использовать различные косметические средства (гели, кремы, шампуни и т. д.) с pH, близким к естественному pH кожи.

Исследование pH пищевой и косметической продукции

Испытайте универсальным индикатором образцы пищевых продуктов и косметической продукции. Для исследования сухих веществ, например, стирального порошка, их необходимо растворить в небольшом количестве воды (1 шпатель сухого вещества на 0,5–1 мл воды). Определите pH растворов. Сделайте выводы о кислотности среды в каждом из исследованных продуктов.

Реакции обмена между растворами электролитов. Ионно-молекулярные уравнения химических реакций

Как вы уже изучали в 8 классе, реакции обмена между солями, кислотами и основаниями в растворах происходят при условии, если в результате реакции:

• образуется вода;
• выпадает осадок (нерастворимое в воде вещество);
• выделяется газ.

Рассмотрим, как проходят реакции обмена между растворами электролитов с позиций теории электролитической диссоциации. Для этого составляют ионно-молекулярные уравнения: в молекулярном уравнении реакции формулы сильных электролитов заменяют формулами ионов, на которые диссоциируют эти электролиты, а другие вещества (осадки, газы, слабые электролиты, оксиды и т. п.) оставляют в молекулярной форме.

Составим ионно-молекулярное уравнение реакции нейтрализации хлоридной кислоты натрий гидроксидом. Сначала записываем молекулярное уравнение этой реакции:

Реагенты и один из продуктов реакции — это сильные электролиты. В водном растворе они находятся исключительно в виде ионов, а вода на ионы почти не распадается. Учитывая это, заменяем формулы сильных электролитов формулами ионов:

Такую запись называют полным ионно-молекулярным уравнением реакции. В нем записаны все частицы, реально присутствующие в растворе. Из этого уравнения видно, что ионы и Na⁺ не принимают участия в реакции — они записаны и в левой, и в правой частях уравнения, поэтому их можно удалить (сократить):

Мы получили сокращенное ионно-молекулярное уравнение реакции. Оно показывает химическую суть этой реакции: если в растворе одновременно присутствуют ионы , то они взаимодействуют друг с другом, образуя слабый электролит — воду.

Таким способом можно составить ионно-молекулярное уравнение для любой реакции в растворе. Такие уравнения отражают реальный процесс, протекающий в растворе, поскольку часть ионов не принимает участия в реакции.

Реакции обмена с образованием воды

Составим ионно-молекулярное уравнение реакции серной кислоты с калий гидроксидом. Обратите внимание, что необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты:

• 
• — полное уравнение
• — сокращенное уравнение

Как видно, полное ионно-молекулярное уравнение этой реакции отличается от уравнения, составленного в предыдущем разделе. Но сокращенное ионно-молекулярное уравнение такое же, как и для реакции хлоридной кислоты с натрий гидроксидом. Обе эти реакции являются реакциями нейтрализации. Значит, химическая суть реакций нейтрализации заключается в соединении ионов и в молекулу слабого электролита — воды.

Рассмотрим еще примеры взаимодействия гидроксидов с кислотами.

Реакция между сульфатной кислотой и нерастворимым купрум(II) гидроксидом:

Взаимодействие между слабой сульфидной кислотой и калий гидроксидом:

Обратите внимание, что в этих уравнениях формулы слабых электролитов (Cu(OH)₂ и H₂S) мы оставили в молекулярной форме, поскольку они почти не диссоциируют на ионы в растворе.

Реакции обмена с образованием осадка

Рассмотрим реакцию обмена между растворимыми солями:

Оба реагента и натрий хлорид — сильные электролиты, при растворении в воде они полностью диссоциируют, а барий сульфат нерастворим:

Сокращенное ионно-молекулярное уравнения получаем после сокращения одинаковых ионов в левой и правой частях:

Таким образом, суть процесса заключается во взаимодействии ионов Бария и сульфат-ионов с образованием осадка барий сульфата. Если при смешивании растворов двух растворимых солей осадка не образуется, то реакция не происходит. Например, при сливании растворов калий хлорида и магний сульфата никаких видимых изменений не наблюдается. Запишем уравнение этой реакции обмена:

Все вещества — сильные электролиты:

Видим, что левая и правая части уравнения одинаковы, т. е. образовавшийся раствор содержит все ионы, которые были в растворах реагентов. Очевидно, что в этом случае никакие ионы друг с другом не соединяются, изменений в растворе не происходит. Это означает, что реакция невозможна:

Реакции обмена с выделением газа

Газообразные вещества, выделяющиеся в реакциях обмена, обычно неэлектролиты или слабые электролиты. Поэтому при составлении ионно-молекулярных уравнений их формулы оставляют в молекулярной форме.

Рассмотрим реакцию натрий сульфида с хлоридной кислотой:

Гидроген сульфид хотя и является кислотой, но очень слабой. К тому же гидроген сульфид плохо растворяется в воде, поэтому при образовании выделяется из раствора в виде газа, о чем свидетельствует появление специфического запаха гидроген сульфида — запаха тухлых яиц. Ионно-молекулярное уравнение этой реакции:

Реакции обмена могут протекать даже при участии нерастворимых в воде солей, если они образованы слабыми кислотами: карбонатов, сульфитов и некоторых сульфидов. Это возможно потому, что сильная кислота вытесняет слабую из ее соли, даже из осадка.

Составим уравнение взаимодействия кальций карбоната с хлоридной кислотой:

Во всех рассмотренных случаях в результате реакции обмена некоторые ионы соединяются между собой, при этом образуются неэлектролиты (газы) и слабые электролиты (вода или нерастворимые вещества).

Реакции ионного обмена в растворах происходят, если в результате реакции образуется слабый электролит или неэлектролит.

Восстановление молекулярных уравнений по сокращенному ионно-молекулярному уравнению

Нередки случаи, когда известно только сокращенное ионно-молекулярное уравнение, а необходимо определить реагенты и составить уравнение реакции в молекулярной форме.

Например, нам необходимо провести химическую реакцию, которой соответствует следующее сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

Для воспроизведения молекулярного уравнения необходимо определить вещества, при диссоциации которых образуются ионы из приведенного сокращенного уравнения. Сульфид-ионы S²– образуются при диссоциации растворимых сульфидов:

Второй реагент должен диссоциировать с образованием ионов H⁺. Этому условию соответствует любая сильная кислота. Таким образом, одним из вариантов молекулярного уравнения является:

Конечно, это не единственный возможный вариант. Поэтому одному сокращенному ионно-молекулярному уравнению может соответствовать несколько молекулярных. Такое умение определять реагенты пригодится вам при проведении лабораторных экспериментов.

Реакции ионного обмена в растворах протекают до конца в сторону соединения ионов, если один из продуктов реакции выводится из реакционной среды. Рассмотрим реакцию между растворами натрий хлорида и сульфатной кислоты:

Поскольку все реагенты и продукты реакции хорошо растворимы и являются сильными электролитами, то в разбавленных растворах эта реакция происходить не будет. Но если реакцию проводить в условиях недостатка растворителя, т. е. натрий хлорид взять не в виде раствора, а в сухом виде, и сульфатную кислоту взять в виде концентрированного раствора, то реакция возможна. Гидроген хлорид, хотя и хорошо растворяется в воде, но ограниченно:

Реакции обмена между электролитами в водных растворах, сопровождающиеся выделением газа

В первую пробирку налейте раствор натрий карбоната объемом 1 мл, во вторую пробирку насыпьте небольшое количество кальций карбоната (на кончике шпателя). К обеим пробиркам осторожно прилейте хлоридную кислоту объемом 1 мл. Что происходит?

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Можно ли утверждать, что в обоих случаях протекает одна и та же реакция?

Реакции обмена между электролитами в водных растворах, сопровождающиеся образованием воды

Налейте в пробирку 1 мл раствора натрий гидроксида, добавьте несколько капель фенолфталеина. Какова окраска раствора? Добавляйте хлоридную кислоту по капле до полного исчезновения окраски раствора. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции.

Реакции обмена между растворами электролитов происходят, если в результате реакции образуется слабый электролит (вода или нерастворимое вещество) или неэлектролит (газ).

Обнаружение ионов в растворах

Понятие о качественных реакциях

Определение состава веществ и растворов — одна из задач современной химии. Качественный и количественный состав веществ и их смесей — предмет изучения аналитической химии.

Одним из способов определения качественного состава растворов является использование качественных реакций. Качественными реакциями называют реакции, позволяющие ответить на вопрос: «Содержится ли определенное вещество или ион в исследуемом образце?»

Качественные реакции — это обычные химические реакции, протекающие достаточно быстро и сопровождающиеся определенными визуальными изменениями: изменение окраски раствора, образование осадка определенного цвета или выделение газа, который также может иметь (не иметь) окраску или запах.

Известно множество качественных реакций, позволяющих выявить наличие в растворах ионов, спиртов, аминокислот, белков и других веществ. С некоторыми качественными реакциями вы ознакомитесь в этом параграфе, а с другими — при дальнейшем изучении химии.

Выявление ионов в растворах электролитов

Качественные реакции, позволяющие выявить ионы в растворе, в большинстве случаев сопровождаются образованием осадка определенного цвета. Например, обнаружение ионов в растворе можно описать такой блок-схемой:

Наиболее часто употребляемые в школьном курсе химии реактивы для анализа приведены в таблице 8.

Таблица 8. Реактивы для определения некоторых анионов

Роль эксперимента в науке

Эксперимент — главный источник знаний. Проводя разнообразные исследования, ученые тысячелетиями накапливали знания в разных областях науки. Понятно, что, проведя один опыт, невозможно открыть закон или сформулировать теорию. На экспериментальном уровне познания происходит накопление фактов, информации о веществах и явления. Только обладая глубокими знаниями, можно анализировать полученные данные и объяснять их, опираясь на уже существующую теорию или сформулировав свою.

Основываясь на экспериментальных фактах, ученые сформулировали большинство теорий. Так, изучая химические свойства кислорода, Лавуазье сформулировал кислородную теорию кислот, а взвешивая массы реагентов и продуктов реакции — закон сохранения массы. Изучая электропроводимость растворов, Аррениус заложил основы теории электролитической диссоциации. И таких примеров в истории химии множество.

Но некоторые теории и законы сначала были сформулированы теоретически путем анализа известных фактов. Необходимо было только «посмотреть» на эти факты с другой стороны. Анализируя свойства соединений элементов, Д. И. Менделеев открыл Периодический закон. Решая математические уравнения, Вольфганг Паули предположил существование неизвестной в то время характеристики электронов — спина, что экспериментально было подтверждено позже. Но, как говорил Нобелевский лауреат Лев Ландау: «Опыт — верховный судья теории». То есть любая теория или закон должны быть подтверждены экспериментально, как, например, открытие Галлия и Германия блестяще доказало истинность Периодического закона.

Определение сульфат-ионов в растворе

В первую пробирку налейте раствор натрий хлорида объемом 1 мл, во вторую — такое же количество раствора натрий сульфата. В обе пробирки добавьте по 2–3 капли раствора барий хлорида. Что вы наблюдаете?

По какому признаку можно определить, в какой из пробирок находятся сульфат-ионы?

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

Выявление карбонат-ионов в растворе

1. В первую пробирку налейте раствор натрий нитрата объемом 1 мл, во вторую — такое же количество раствора натрий карбоната.

В обе пробирки добавьте по 2–3 капли раствора кальций хлорида. Что наблюдаете?

2. Повторите опыт, но вместо кальций хлорида в обе пробирки добавьте по 1 мл хлоридной кислоты. Что наблюдаете?

По каким признакам можно определить, в какой из пробирок находятся карбонат-ионы?

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

Качественная реакция — это химическая реакция, позволяющая выявить определенное вещество. Эксперимент является главным источником знаний. Он играет двоякую роль: доказывает или опровергает любые теоретические выводы и может стать основой новой теории или гипотезы.

Химические реакции

Понятие о степени окисления

Важной характеристикой частиц в составе химических соединений является количество отданных или принятых атомом электронов. Если для веществ с ионной связью для этого достаточно знать заряды образованных ионов, то в веществах с ковалентной связью определить это достаточно сложно. Поэтому для всех соединений, независимо от типа их химической связи, используют более универсальное понятие — степень окисления.

Степень окисления определяется числом отданных или принятых электронов в веществах с ионной связью и количеством электронов в составе общих электронных пар, образующих ковалентную полярную связь.

Степень окисления — это условный заряд на атоме в молекуле или кристалле, определенный с предположением, что все общие электронные пары полностью смещены в сторону более электроотрицательного элемента.

В простейших ионных соединениях степень окисления совпадает с зарядами ионов, например:

Рассматривая соединения с ковалентной полярной связью, принимают, что общая электронная пара полностью переходит к более электроотрицательному элементу. В этом случае в гидроген флуориде и воде степени окисления будут следующие:

Возможные степени окисления элементов:

Степени окисления, которые элементы могут проявлять в разных соединениях, в большинстве случаев можно определить по строению внешнего электронного уровня или по положению элемента в Периодической системе.

Атомы металлических элементов могут только отдавать электроны, поэтому в соединениях они проявляют положительные степени окисления. Максимальное значение — высшая степень окисления — обычно равно числу электронов на внешнем уровне, а следовательно, и номеру группы в Периодической системе.

Атомы неметаллических элементов могут проявлять как положительную, так и отрицательную степень окисления. Максимальная положительная степень окисления — высшая степень окисления — как и для металлических элементов, равна числу валентных электронов. А низшая степень окисления определяется тем, сколько электронов не хватает атому, чтобы на внешнем уровне их было восемь (табл. 9)

Кроме высшей и низшей степени окисления многие элементы могут также проявлять и промежуточные степени окисления (табл. 9).

Таблица 9. Наиболее характерные степени окисления элементов главных подгрупп (s- и p-элементов)

Некоторые химические элементы не подчиняются этим правилам. Среди них Гидроген, Оксиген, Флуор:

Определение степени окисления элементов в соединениях

При определении степени окисления элементов в соединениях необходимо помнить:

1. Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю.
2. Флуор — наиболее электроотрицательный химический элемент, поэтому степень окисления Флуора во всех соединениях равна –1.
3. Оксиген — наиболее электроотрицательный элемент после Флуора, поэтому степень окисления Оксигена во всех соединениях (кроме флуоридов) отрицательная: в большинстве случаев она равна –2, а в пероксидах — –1.
4. Степень окисления Гидрогена в большинстве соединений равна +1, а в соединениях с металлическими элементами (гидридах NaH, и др.) — –1.
5. Степень окисления металлических элементов в соединениях всегда положительная.
6. У более электроотрицательного элемента всегда отрицательная степень окисления.
7. Сумма степеней окисления всех элементов в соединении равна нулю.

Алгоритм определения степеней окисления элементов в соединениях

Составление формул соединений по степени окисления элементов

Используя степени окисления, составлять формулы бинарных соединений проще, чем по валентности. При составлении формулы следует руководствоваться правилом электронейтральности.

Алгоритм составления формул соединений по известным степеням окисления элементов

Степень окисления характеризует количество электронов, которые участвуют в образовании связей в соединениях.

Окислительно-восстановительные реакции

Окисление и восстановление — противоположные процессы

В 7 классе вы уже ознакомились с реакциями окисления. Мы рассматривали их как реакции веществ с Оксигеном с образованием оксидов. Можно сказать, что окисление — это процесс присоединения веществом атомов Оксигена (рис. 15.1, а). Вместе с окислением в природе происходит противоположный процесс, который сопровождается отдачей веществом атомов Оксигена. Этот процесс называют восстановлением. На примере реакции восстановления меди (рис. 15.1, б) становится понятным название этого процесса: поскольку из черного купрум(II) оксида получили блестящий металл, то было логично назвать этот процесс восстановлением металла.

Обратите внимание: Купрум отдает атомы Оксигена и восстанавливается, но одновременно атомы Гидрогена соединяются с атомами Оксигена и окисляются (рис. 15.1, б).

Итак, процессы окисления и восстановления — это противоположные взаимосвязанные процессы: восстановление всегда сопровождается окислением, и наоборот. Поэтому используют термин окислительно-восстановительные реакции (сокращенно ОВР).

Электронная природа окислительно-восстановительных реакций

С развитием химии ученые установили электронную природу процессов окисления и восстановления. Одним из первых электронную теорию окислительно-восстановительных процессов предложил наш соотечественник Л. В. Писаржевский. Он сопоставил процессы окисления и восстановления с изменением степеней окисления элементов вследствие перехода электронов от атомов одних элементов к другим.

Реакции, в которых хотя бы один химический элемент меняет свою степень окисления, называют окислительно-восстановительными.

Рассмотрим еще раз реакцию окисления меди, но на этот раз обратим внимание на степени окисления элементов реагентов и продуктов реакции:

Мы видим, что в результате реакции Купрум повышает свою степень окисления с 0 до +2. Для этого атомы Купрума должны отдать по 2 электрона. Этот процесс можно описать схемой:

Окисление — это процесс отдачи электронов атомом (ионом) с повышением степени окисления.

В этой реакции Купрум понижает свою степень окисления с 0 до –2. Для этого атомы Оксигена должны принять по 2 электрона:

Так атомы Оксигена дополняют (восстанавливают) свою электронную оболочку.

Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом (ионом) с понижением степени окисления.

Элемент, который отдает электроны и тем самым повышает свою степень окисления, называют восстановителем. Вещество, содержащее элемент-восстановитель, также называют восстановителем. Поскольку восстановитель в ходе реакции отдает электроны, то сам он при этом окисляется.

Восстановитель — это частица (молекула, атом или ион), которая отдает электроны.

В реакции меди с кислородом атомы Купрума окисляются, поскольку отдают электроны, но они в этой реакции являются восстановителями, поскольку отдают электроны и восстанавливают атомы Оксигена.

Элемент, который присоединяет электроны, а также вещество, в составе которого он содержится, называют окислителем. Поскольку окислитель в ходе реакции присоединяет электроны, то сам он при этом восстанавливается.

Окислитель — это частица (молекула, атом или ион), которая присоединяет электроны.

В реакции, которую мы рассмотрели, Оксиген восстанавливается, поскольку присоединяет электроны, но одновременно он является окислителем и окисляет Купрум.

В общем случае все определения, которые мы рассмотрели в этом подразделе, можно представить схемой:

Рассмотрим реакцию хлоридной кислоты со щелочью:

Легко заметить, что в этой реакции ни один химический элемент не меняет свою степень окисления, поэтому данная реакция не является окислительно-восстановительной, как и любая другая реакция ионного обмена. Главное отличие окислительно-восстановительных реакций от реакций ионного обмена заключается в том, что при окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от восстановителя к окислителю.

Значение окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции имеют большое значение в природе и деятельности человека. Они являются основой многих процессов жизнедеятельности живых организмов. В промышленности ОВР — один из главных методов получения новых веществ, в особенности металлов, а также в производстве кислот, лекарств, красителей и т. д.

Значение ОВР в природе

Фотосинтез — это окислительно-восстановительная реакция, обеспечивающая жизнь на планете. Под действием света в зеленых растениях происходит процесс, который можно описать суммарным уравнением: Окислителем здесь выступает углекислый газ, а восстановителем — атомы Оксигена в составе воды.

Обмен веществ и энергии в клетках происходит в процессе многочисленных окислительно-восстановительных реакций. Процессы дыхания, пищеварения — все это цепи ОВР. Превращение энергии, освобождающейся при ОВР, в энергию химических связей молекул АТФ происходит в митохондриях.

Любая реакция горения является окислительно-восстановительной. С давних времен горение является источником энергии для человека. Горение древесины можно описать уравнением, обратным к процессу фотосинтеза:

Гниение также является окислительно-восстановительным процессом, который происходит при участии бактерий. В результате гниения выделяется энергия, необходимая для жизнедеятельности этих бактерий. Миллионы лет назад благодаря этим процессам сформировались полезные ископаемые.

Брожение — еще один пример природных ОВР. Этот процесс происходит при участии грибов, которые таким способом получают необходимую энергию. Человек использует брожение для приготовления квашеных овощей, дрожжевого теста, кисломолочных продуктов, сыра, пива и т. п.

В живых организмах случаются и нежелательные процессы окисления, следствием которых могут быть мутации ДНК и заболевания, в частности рак. Вещества-антиоксиданты, проявляющие восстановительные свойства, взаимодействуют с избыточными окислителями в организме и «нейтрализуют» их. Самый распространенный антиоксидант — витамин C.

Коррозия — это многостадийный окислительновосстановительный процесс, описывающийся уравнением: Коррозию можно назвать процессом, противоположным получению металлов на заводах. Этот процесс приводит к повреждению металлических конструкций.

Значение ОВР в технике

Получение энергии из любого топлива основано на ОВР. Например, в двигателях внутреннего сгорания происходит реакция сгорания бензина. Энергия, выделяющаяся в результате реакции, превращается в механическую энергию для перемещения автомобиля.

В обычных батарейках также протекают ОВР, энергия от которых преобразуется в электрическую энергию. Такие источники электрического тока называют гальваническими элементами. Аккумуляторы в автомобилях, ноутбуках и мобильных телефонах — это также гальванические элементы, в которых протекают различные ОВР.

В топливных элементах энергия вырабатывается в результате окислительно-восстановительной реакции горения. Перспективным является топливный элемент, в котором происходит сгорание водорода, поскольку единственный продукт этой реакции — вода. Автомобили с такими топливными элементами будут экологически чистыми.

Окислительно-восстановительные реакции являются основой метода гальванопластики — покрытия поверхности тонким слоем металла. На изделие любой сложности из любого материала наносят слой металла. Этим методом наносят позолоту на деревянные изделия, хромируют детали автомобилей, бытовой техники и т. п.

Металлургические процессы — получение металлов — невозможны без ОВР. Металлы (железо, медь, свинец и др.) восстанавливают из руды коксом (специально обработанным углем). Алюминий из руды восстанавливают электрическим током.

Без ОВР невозможен химический анализ некоторых веществ. Используя различные реагенты, определяют концентрацию кислорода, ионов Феррума или Хрома в смесях. Также с помощью ОВР можно определить содержание витамина C (аскорбиновой кислоты) во фруктах, соках и др.

Реакция азота с водородом также является окислительно-восстановительной. На этой реакции основано производство азотных удобрений и взрывчатых веществ. Дешевый способ синтеза аммиака позволил повысить урожайность сельскохозяйственных культур.

Окисление и восстановление — противоположные взаимосвязанные процессы, которые заключаются в обмене электронами.

Окислители и восстановители

Элементы:

• в высшей степени окисления — только окислители;
• в низшей — только восстановители;
• в промежуточной — и окислители, и восстановители

Атомы химических элементов в высшей степени окисления могут быть только окислителями, поскольку они могут только принимать электроны.

Элементы в низшей степени окисления могут быть только восстановителями, поскольку они могут только отдавать электроны. Если элемент находится в промежуточной степени окисления, то он может как принимать, так и отдавать электроны, следовательно, может проявлять свойства как восстановителя, так и окислителя. Характерные степени окисления некоторых элементов и соответствующие им соединения приведены в Приложении 2.

Например, рассмотрим Сульфур и характерные для него соединения с разной степенью окисления этого элемента. В гидроген сульфиде степень окисления Сульфура низшая и равна –2, внешний энергетический уровень Сульфура завершенный, и он может только отдавать электроны. Таким образом, Сульфур со степенью окисления –2 может быть только восстановителем:

Высшая степень окисления Сульфура равна +6, которую он проявляет, например, в сульфатной кислоте. Концентрированная сульфатная кислота может окислять много веществ, и окислительные свойства в этих случаях проявляет именно Сульфур, который в степени окисления +6 отдал все электроны с внешнего энергетического уровня и теперь может только их присоединять, т. е. быть только окислителем:

В промежуточных степенях окисления — 0 (в сере) и +4 (например, в SO₂) — атом Сульфура может как присоединять, так и отдавать электроны, проявляя как окислительные, так и восстановительные свойства. Он может восстанавливаться или окисляться до различных степеней окисления, что проиллюстрировано на схеме:

Например, при взаимодействии серы с водородом Сульфур проявляет окислительные свойства, а при взаимодействии с кислородом — восстановительные:

Таким образом, химический элемент в зависимости от степени окисления, которую он проявляет в том или ином соединении, может быть как окислителем, так и восстановителем. Для определения возможности вступать в те или иные реакции необходимо сравнить степень окисления элемента в данном соединении со степенями окисления, которые может проявлять элемент, основываясь на строении его электронной оболочки.

Распространенные вещества-окислители

Окислительные свойства наиболее выражены у типичных неметаллов (галогены, кислород, сера), а также у некоторых сложных веществ, содержащих элементы в высоких степенях окисления (+5 … +7).

Кислород O₂ — самый распространенный на Земле окислитель. Он способен окислять многие простые и сложные вещества, образуя оксиды. Эти реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты. При этом сам кислород восстанавливается до низшей степени окисления:

Самый сильный окислитель среди простых веществ — фтор F₂. При обычных условиях он реагирует с большинством веществ, а при нагревании окисляет и благородные металлы — золото и платину. В атмосфере фтора горит даже вода. Фтор не может быть восстановителем, т. к. Флуор не имеет положительной степени окисления.

Концентрированная сульфатная кислота — сильный окислитель благодаря Сульфуру. Чаще всего в реакциях он восстанавливается до степени окисления +4, образуя сульфур(IV) оксид Разбавленная сульфатная кислота — слабый окислитель, поскольку в этом случае окислителем является ион Гидрогена H⁺.

Нитратная кислота — сильный окислитель благодаря Нитрогену. В реакциях он восстанавливается до разных степеней окисления от +4 до –3. Смесь концентрированных нитратной и хлоридной кислот («царская вода») реагирует даже с золотом и платиной:

Калий перманганат — один из важнейших реагентов в химических лабораториях. Он проявляет сильные окислительные свойства благодаря Мангану. Его используют как окислитель в органическом синтезе, химическом анализе, для получения кислорода в лабораториях. Применяют в медицине как антисептическое средство.

Калий дихромат — ценный окислитель, который используют для производства красителей, дубления кожи, в пиротехнике, живописи. Его смесь с концентрированной сульфатной кислотой (хромпик) используют для мытья стеклянной лабораторной посуды, чтобы избавиться от незаметных пятен.

Гидроген пероксид — распространенный в химических лабораториях реагент. В нем Оксиген проявляет степень окисления –1, которая является для него промежуточной, следовательно, гидроген пероксид можно использовать и как окислитель, и как восстановитель.

Распространенные вещества — восстановители

Восстановительные свойства характерны для многих простых веществ (металлы и некоторые неметаллы (водород, углерод)), а также для соединений неметаллических элементов в низших степенях окисления (–4…–1): и др.

Самым распространенным восстановителем в промышленности является углерод, а именно кокс, который добывают специальной обработкой угля. Кокс используют для восстановления металлов из оксидов:

Водород H₂ — распространенный восстановитель. Его также используют для восстановления металлов:

Из-за огнеопасности водород не так распространен в промышленности, как кокс, но в реакциях с водородом получают металлы значительно высшего качества (чистые).

Металлы — типичные восстановители, причем чем левее расположен металл в ряду активности, тем сильнее его восстановительные свойства. Некоторые металлы применяют в промышленности для восстановления других металлов из оксидов:

Химические элементы в высшей степени окисления могут проявлять только окислительные свойства, в низшей степени — только восстановительные свойства. Если элемент находится в промежуточной степени окисления, он может быть как окислителем, так и восстановителем.

Составление уравнений окислительновосстановительных реакций. Метод электронного баланса

При повышении степени окисления атом отдает электроны; при понижении — принимает.

Уравнения окислительно-восстановительных реакций, которые мы рассмотрели в предыдущих параграфах, выглядят достаточно привычно: и в реагентах, и в продуктах в реакции записано не более двух формул веществ. Но часто встречаются уравнения реакций, где и в реагентах, и в продуктах записаны по три или больше формул. Подобрать коэффициенты для таких уравнений достаточно сложно. В этих случаях составляют так называемый электронный баланс. В 9 классе мы рассмотрим составление электронного баланса для простых окислительно-восстановительных реакций, но в дальнейшем вам может понадобиться подобрать коэффициенты в сложных уравнениях, а сделать это без электронного баланса будет непросто.

Важным этапом при составлении электронного баланса является запись схем процессов окисления и восстановления. Такие схемы вам уже знакомы из двух предыдущих параграфов. При их составлении необходимо помнить, что у электрона отрицательный заряд –1: для повышения степени окисления атом должен отдать электроны (отрицательные заряды), а для понижения — принять.

Проанализируйте схемы окисления и восстановления элементов и обратите внимание, что суммарный заряд в обеих частях этих схем одинаковый.

Составление электронного баланса для ОВР

Основной принцип составления электронного баланса заключается в том, что в окислительно-восстановительных реакциях электроны переходят от одного атома к другому, поэтому число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.

При составлении электронного баланса следует придерживаться определенного алгоритма. Рассмотрим его на примерах.

Пример №125

Подберите коэффициенты методом электронного баланса для уравнения реакции взаимодействия феррум(III) оксида с угарным газом:

Решение:

1. Определяем степени окисления всех химических элементов, входящих в состав реагентов и продуктов реакции:

2. Определяем элементы, изменяющие степени окисления:

Феррум меняет с +3 на 0:

Карбон меняет с +2 на +4:

3. Для уравнивания зарядов в обеих частях схем необходимо написать число отданных или принятых электронов. Получаем схемы окисления и восстановления:

схема восстановления:

схема окисления:

4. Суть электронного баланса заключается в том, что количество принятых и отданных электронов должно быть одинаковым. Чтобы сравнять количество принятых (в нашем случае 3) и отданных (в нашем случае 2) электронов, необходимо схему восстановления умножить на 2, а схему окисления — на 3. В этом случае в обеих схемах количество электронов будет равно 6:

Обычно это записывают следующим образом:

Для определения коэффициентов, на которые умножаются схемы окисления и восстановления, можно использовать значение наименьшего общего кратного (НОК) для количества электронов в обеих схемах. В нашем случае принимается 3 электрона, а отдается 2. Для этих чисел НОК = 6, следовательно, обе схемы надо умножить так, чтобы в каждой было по 6 электронов: первую — на 2, а вторую — на 3.

5. Сложим почленно левые и правые части схем окисления и восстановления с учетом умножения на коэффициенты. Схемы реакций складывают, как обычные математические уравнения, что вы делаете на уроках математики при решении систем линейных уравнений. Обратите внимание, что количество электронов в схемах окисления и восстановления — противоположные числа, поэтому при сложении они сокращаются:

Получаем суммарную схему:

6. Коэффициенты в суммарной схеме показывают, сколько атомов того или иного элемента должно быть в молекулярном уравнении. С учетом этого расставляем коэффициенты в молекулярном уравнении:

После переноса коэффициентов необходимо проверить, уравнялось ли количество атомов других элементов, которых не было в схемах окисления и восстановления. В нашем случае это Оксиген: в обеих частях уравнениях записано по 6 атомов Оксигена:

7. При оформлении электронного баланса принято указывать процессы окисления и восстановления, а также элемент-окислитель и элемент-восстановитель. Итак, получаем электронный баланс, оформленный следующим образом:

По данному алгоритму можно подобрать коэффициенты для уравнения любой окислительно-восстановительной реакции.

Пример №126

Подберите коэффициенты методом электронного баланса для уравнения реакции взаимодействия аммиака с кислородом в присутствии катализатора:

Решение:

1. Записываем схему реакции и отмечаем степени окисления элементов:

2. Степени окисления меняют:

Нитроген:

Оксиген: (обратите внимание, что формула кислорода записывается в виде двухатомной молекулы)

Уравниваем число атомов Оксигена в схеме:

3. Уравниваем заряды и дописываем электроны:

(поскольку электроны принимают два атома Оксигена, то электронов должно быть 4)

4. Уравниваем количество принятых и отданых электронов:

5. Складываем почленно схемы окисления и восстановления:

Получаем

6. Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение:

Проверяем число атомов Гидрогена: (по 12 в обеих частях).

7. Оформленный электронный баланс будет выглядеть следующим образом:

Пример №127

Подберите коэффициенты методом электронного баланса для реакции окисления феррум(II) хлорида в кислотной среде:

Решение:

1. Записываем схему реакции и отмечаем степени окисления элементов:

2. Степени окисления меняют:

Феррум:

Оксиген: (с учетом уравнивания числа атомов Оксигена)

3. Уравниваем заряды и дописываем электроны:

4. Уравниваем число принятых и отданных электронов:

5. Складываем почленно схемы окисления и восстановления:

Получаем

6. Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение:

Проверяем количество атомов Хлора и Гидрогена в левой и правой частях уравнения:

Хлор: 4 × 2 + 1 = 9 4 × 3 = 12 неодинаковое

Гидроген: 1 2 × 2 = 4 неодинаковое

Чтобы уравнять количество атомов Хлора и Гидрогена, перед формулой HCl нужно поставить коэффициент 4:

7. Получаем электронный баланс:

Суть электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций заключается в уравнивании количества электронов: отданных восстановителем и принятых окислителем.

Тепловой эффект химических реакций

Экзотермические реакции:

• протекают с выделением теплоты;
• после инициации прекращаются, когда израсходуется один из реагентов;
• реакционная смесь в процессе реакции разогревается

Вы уже знаете, что при растворении веществ может выделяться или поглощаться энергия. В ходе химических реакций реакционная смесь также может выделять энергию в окружающую среду или поглощать ее из нее. В большинстве химических реакций энергия выделяется или поглощается в виде теплоты, а в некоторых реакциях — в виде света.

Химические реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими.

Если в ходе реакции выделяется теплота, то реакционная смесь разогревается. Экзотермическими являются все реакции горения и многие другие реакции. Например, при гашении извести (взаимодействии кальций оксида с водой) выделяется так много теплоты, что вода может закипеть и распушить твердое вещество. Поэтому кальций гидроксид также называют «пушонкой» (рис. 18.1):

Много теплоты выделяется также в процессе реакций с участием химически активных веществ — галогенов, щелочных металлов и др.

Некоторые экзотермические реакции не начинаются сразу после смешивания (начала контакта) реагентов. Например, деревья постоянно контактируют с кислородом (в воздухе), но не воспламеняются. Для того чтобы началось горение, необходимо подогреть древесину, т. е. инициировать реакцию. После инициации горение само себя «поддерживает» и не закончится, пока не прекратится доступ кислорода или вся древесина не сгорит.

Таким образом, для экзотермических реакций характерно следующее: они не прекращаются, пока не израсходуется один из реагентов; реакционная смесь в ходе реакции разогревается.

Химические реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермическими.

Эндотермические реакции:

• происходят с поглощением теплоты;
• останавливаются при прекращении подогрева;
• реакционная смесь в процессе реакции охлаждается.

К эндотермическим реакциям относятся большинство реакций разложения, например разложение кальций карбоната (известняка):

Большинство эндотермических реакций необходимо постоянно поддерживать, обычно нагреванием. Например,

Существуют химические реакции, в которых энергия выделяется в виде света. Самой распространенной такой реакцией является горение. Но есть и другие. Так, при хранении белого фосфора на воздухе он сразу начинает реагировать с кислородом. Часть энергии в процессе этой реакции выделяется в виде света, поэтому белый фосфор светится в темноте. Это явление называют хемилюминесценцией. Именно оно стало интригой детектива «Собака Баскервилей» сэра А. Конан Дойла.

Явление хемилюминесценции присуще и живым организмам: химические реакции обусловливают свечение в темноте светлячков, некоторых медуз и др. К слову сказать, хемилюминесценция очень распространена среди растений и животных в фантастическом мире кинофильма «Аватар».

Существуют химические реакции, происходящие с поглощением света. Их называют фотохимическими. Самая известная фотохимическая реакция — это фотосинтез. Также под действием света происходит превращение кислорода в озон. В фотохимических процессах принимают участие особые молекулы сетчатки нашего глаза, благодаря чему мы видим.

чтобы началось разложение кальций карбоната, его необходимо нагреть до температуры около 1100°С и постоянно ее поддерживать. При эндотермической реакции теплота поглощается, и, если прекратить нагрев, процесс остановится.

Редко встречаются эндотермические реакции, протекающие при обычных условиях. Их легко распознать по охлаждению реакционной смеси. Например, при взаимодействии барий гидроксида с аммоний нитратом реакционная смесь замерзает, а сосуд покрывается каплями воды и даже может примерзнуть к подставке (рис. 18.2):

Тепловой эффект химических реакций. Понятие об энтальпии

Как вы уже знаете, при химических реакциях происходит перегруппировка атомов, содержащихся в веществах-реагентах. Для этого необходимо часть химических связей разорвать. И наоборот, в ходе образования продуктов реакции возникают новые связи. Поскольку разрыв и образование химических связей сопровождается поглощением и выделением энергии соответственно, то для химических реакций характерно выделение или поглощение энергии (рис. 18.3).

Количественно все виды взаимодействий (энергию химических связей, межмолекулярных взаимодействий и др.) в веществе определяют специальной величиной — энтальпией (от греч. entalpio — нагреваю).

Энтальпия — физическая величина, характеризующая энергию системы (вещества или смеси), которая доступна для преобразования в теплоту при постоянном давлении.

Энтальпия:

• характеризует «теплосодержание» вещества;
• обозначается H;
• единица измерения — Дж/моль или кДж/моль;
• разница энтальпии продуктов реакции и реагентов ∆H — это тепловой эффект реакции.

Энтальпию вещества еще называют его «теплосодержанием», поскольку она показывает, сколько теплоты «запасено» в веществе. Энтальпию обозначают буквой H. В системе СИ единицей измерения энтальпии является Дж/моль (кДж/моль), но все еще используют устаревшую единицу — калорию.

Измерить энтальпию вещества невозможно, поэтому на практике используют величину, характеризующую изменение энтальпии при протекании процессов, — ∆H. Количество теплоты, выделяющейся или поглощающейся в процессе взаимодействия (т. е. ∆H), можно определить экспериментально. Изменение энтальпии в реакционной смеси при химических реакциях составляет тепловой эффект химической реакции.

Тепловой эффект реакции ∆H — это разница между энтальпией продуктов реакции и энтальпией реагентов: ∆H(реакции) = H(продуктов реакции) – H(реагентов)

Если энтальпия продуктов реакции меньше энтальпии реагентов (∆H < 0, т. е. является отрицательной величиной), то энтальпия системы уменьшается, а избыточная энергия выделяется в окружающую среду в виде теплоты или света (рис. 18.4, а). Это соответствует экзотермической реакции.

Экзотермические реакции:

∆H < 0 — теплота выделяется.

Эндотермические реакции:

∆H > 0 — теплота поглощается

В эндотермических реакциях, наоборот, энтальпия продуктов реакции больше энтальпии реагентов (∆H > 0, т. е. является положительной величиной). Энергия, необходимая для увеличения энтальпии, поглощается из окружающей среды (рис. 18.4, б).

Каким будет значение ∆H, зависит только от энергетического запаса реагентов и продуктов реакции, т. е. для каждой реакции количество теплоты, которое выделится (поглотится), зависит только от природы веществ и их количества.

Тепловые эффекты реакций изучает специальный раздел химии — термохимия. Основателем термохимии считают Германа Гесса, но самый больший вклад в ее развитие сделал Джозайя Гиббс, который применил законы физики и математическое моделирование для изучения химических процессов и основал новый раздел химии — химическую термодинамику.

В процессе эндотермических реакций реакционная среда охлаждается, а в экзотермических — нагревается.

Термохимические уравнения реакций

Уравнения химических реакций, в которых указан тепловой эффект, называют термохимическими уравнениями. Тепловой эффект приводят как значение изменения энтальпии реакции ∆H. В термохимических уравнениях, в отличие от обычных химических уравнений, обязательно указывают агрегатные состояния веществ (жидкое «ж.», твердое «тв.» или газообразное «г.»). Это связано с тем, что одно и то же вещество в разных агрегатных состояниях обладает разной энтальпией. Поэтому химическая реакция с участием одинаковых веществ, но в разном агрегатном состоянии характеризуется разным тепловым эффектом.

Тепловой эффект реакции в термохимических уравнениях обозначают двумя способами:

1) указывают только знак ∆H — если нужно просто отметить, является реакция экзо- или эндотермической:

(экзотермическая)

(эндотермическая)

2) указывают количественное значение — при необходимости проведения расчетов:

Изменение энтальпии, приведенное в термохимическом уравнении,— это такая же часть химического уравнения, как и формулы веществ, и поэтому подчиняется тем же самым соотношениям. Например, для уравнения горения этана:

Для других количеств реагентов или продуктов количество теплоты пропорционально изменится.

Часто для облегчения пользования термохимическими уравнениями коэффициенты в них сокращают так, чтобы перед формулами веществ, по которым ведутся расчеты, стоял коэффициент 1. Конечно, в таком случае другие коэффициенты могут получиться дробными, при этом необходимо пропорционально уменьшать и значение изменения энтальпии. Так, для реакции взаимодействия натрия с водой, приведенной выше, можно записать термохимическое уравнение:

Составление термохимических уравнений реакций

Пример №128

При реакции азота количеством вещества 1 моль с кислородом с образованием нитроген(II) оксида поглощается 181,8 кДж энергии. Составьте термохимическое уравнение реакции.

Решение:

Поскольку энергия поглощается, то ∆H является положительным числом. Термохимическое уравнение будет выглядеть так:

Пример №129

Для реакции синтеза гидроген йодида из простых газообразных веществ ∆H = +52 кДж/моль. Составьте термохимическое уравнение разложения гидроген йодида до простых веществ.

Решение:

Реакции синтеза гидроген йодида и его разложения — это противоположные реакции. Анализируя рисунок 18.4, можно сделать вывод, что в этом случае вещества, а следовательно, и их энтальпии одинаковы. Разница только в том, какое из веществ является продуктом реакции, а какое — реагентом. Основываясь на этом, делаем вывод, что в противоположных процессах ∆H одинаковы по значению, но разные по знаку. Итак, для реакции синтеза гидроген йодида:

а для реакции его разложения:

Поскольку на практике измеряют массу или объем веществ, то есть необходимость составлять термохимические уравнения, используя именно эти данные.

Пример №130

При образовании жидкой воды массой 18 г из простых веществ выделилось 241,8 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

Решение:

Вода массой 18 г соответствует количеству вещества

А в уравнении реакции образования воды из простых веществ перед формулой воды стоит коэффициент 2. Значит, в термохимическом уравнении необходимо отметить изменение энтальпии при образовании воды количеством вещества 2 моль, т. е. 241,8 ∙ 2 = 483,6:

Изменение энтальпии — количественная характеристика выделенной или поглощенной теплоты в процессе химической реакции.

Скорость химической реакции

Изучая химические свойства различных соединений и наблюдая за процессами в природе, вы, наверное, обратили внимание, что различные реакции протекают в течение разного времени. Ржавчина на железных изделиях образуется за несколько месяцев, горение свечи длится несколько часов, а взрыв происходит почти мгновенно — за миллионные доли секунды. Все эти реакции протекают с различными скоростями.

Скорость химической реакции определяют подобно скорости движения тела, которую вы изучали в курсе физики.

Скорость химической реакции — это физическая величина, равная отношению изменения количества образовавшегося или израсходованного вещества Δn к промежутку времени Δt.

Скорость химической реакции равна отношению изменения количества вещества реагентов или продуктов реакции к промежутку времени:

• чем больше ∆n, тем выше скорость реакции;
• чем больше ∆t, тем ниже скорость реакции.

Единицей измерения скорости реакции является моль/с. В процессе химических реакций концентрации реагентов уменьшаются, а продуктов реакции — увеличиваются (рис. 20.1). Поэтому в приведенных формулах изменение количества вещества ∆n продуктов приведено с положительным знаком, а реагентов — с отрицательным. Чем больше изменение количества вещества и чем меньше время, за которое произошло это изменение, тем выше скорость реакции. Из приведенного графика видно, что вначале скорость реакции высока и со временем она постепенно снижается, поскольку уменьшается количество вещества реагентов.

Скорость химической реакции зависит от многих факторов: природы веществ, температуры, давления, наличия катализатора и др. Для управления химическими процессами важно знать, как зависит скорость реакции от этих факторов. Это позволит создавать условия для того, чтобы полезные реакции происходили быстрее, а нежелательные — медленнее.

Скорость реакции повышается при:

• использовании химически более активных веществ;
• увеличении концентрации реагента;
• измельчении реагентов;
• повышении температуры;
• использовании катализаторов

Изучением скорости химических реакций занимается химическая кинетика — раздел физической химии. Большой вклад в ее развитие внесли С. Аррениус, Я. ВантГофф, Н. Н. Семенов, Н. М. Эмануэль, Р. В. Кучер и другие.

Зависимость скорости реакции от природы реагентов

Скорость реакции существенно зависит от природы реагентов. Чем вещества более химически активны, тем быстрее они вступают в те или иные взаимодействия.

Например, щелочные металлы активно взаимодействуют с водой (часто со взрывом), тогда как магний или кальций с водой едва реагируют, а золото и серебро с ней вообще не взаимодействуют. Поэтому чем активнее вещество (в данном случае — чем активнее металл), тем выше скорость реакции.

Рассмотрим как можно количественно описать эту зависимость на примере реакции коррозии железных изделий.

Пример №131

На чугунной тележке за 100 часов образовалось 300 мг ржавчины, а на стальной с такой же площадью поверхности — 200 мг за 200 часов. В каком случае скорость коррозии выше и во сколько раз?

Решение:

Чугун и сталь — металлические сплавы на основе железа, оба подвергаются коррозии во влажном воздухе. Оценим скорость коррозии. В формуле для вычисления скорости реакции приведено количество вещества. Однако количество вещества прямо пропорционально массе, поэтому изменение массы также можно использовать для оценки скорости вместо изменения количества вещества.

Скорость коррозии тележки:

Ответ: скорость коррозии чугунной тележки в три раза выше, чем стальной.

Зависимость скорости реакции от концентрации веществ

Скорость реакции существенно зависит от концентрации реагентов. Так, многие вещества в чистом кислороде горят намного быстрее, чем в воздухе: вспомните, как в 7 классе вы определяли наличие чистого кислорода тлеющей лучиной (рис. 20.2). Чем больше концентрация кислорода, тем быстрее происходит горение.

Зависимость скорости реакции от концентрации можно объяснить тем, что условием взаимодействия двух веществ является столкновение частиц этих веществ друг с другом. Чем больше частиц содержится в некотором объеме, тем чаще они сталкиваются, а следовательно, больше частиц взаимодействуют в единицу времени.

Зависимость скорости реакции от степени измельчения веществ

Для веществ в твердом агрегатном состоянии понятие «концентрация» не используют, кроме того, реакции с твердыми веществами проходят не во всем объеме смеси, а только на поверхности веществ. Скорость большинства реакций с участием твердых веществ повышается при их измельчении: чем мельче вещество, тем больше площадь поверхности контакта (рис. 20.3), а следовательно, выше скорость реакции.

Всем известно, что алюминиевые изделия в воздухе не горят. Однако порошок алюминия при внесении в пламя загорается, разбрасывая сноп искр (рис. 20.4, с. 120). А если такой порошок вдувать в огонь, то может произойти взрыв. Недаром очень измельченный алюминий используют как твердое топливо для ракетоносителей, в том числе тех, которые производят на предприятии «Южмаш» (рис. 20.5).

Чем мельче частицы алюминия, тем быстрее они реагируют с кислородом. Так же происходит и при измельчении других веществ.

Некоторые, на первый взгляд, «безопасные» вещества (сахар, мука, древесина и др.) при измельчении и распылении в воздухе могут взрываться. Так, в последнее время произошел ряд таких трагических случаев: на деревоперерабатывающем заводе «Пинскдрев» взорвалась древесная пыль (г. Пинск, Беларусь, 2010 г.), сахарная пыль на заводе г. Саванна (штат Джорджия, США, 2008 г.), мучная пыль на мукомольном заводе в г. Семей (Казахстан, 2014 г.).

Зависимость скорости реакции от температуры

Еще одним важным фактором является температура. Если смешать водород и кислород, то реакция между ними при комнатной температуре происходить не будет. При постепенном повышении температуры до 400°С начинает медленно выделяться водяной пар. При дальнейшем нагревании скорость реакции повышается, а при 600°С произойдет взрыв: реакция закончится мгновенно.

Наш жизненный опыт подтверждает, что скорость большинства химических реакций увеличивается при повышении температуры. Так, мясо при комнатной температуре портится гораздо быстрее, чем в холодильнике. В странах с теплым и влажным климатом фрукты созревают раньше, а машины ржавеют быстрее, чем в северных странах.

Экспериментально доказано, что при нагреве на каждые 10°С скорость большинства реакций повышается примерно в три раза.

Это правило называют правилом Вант-Гоффа. По нему можно оценить время протекания реакций при различных температурах, а также ускорение определенных реакций при повышении температуры.

Правило Вант-Гоффа можно записать в виде формулы. Если известны скорость реакции при температуре и скорость реакции при температуре то:

где γ — температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при нагревании на 10 °С.

Для различных реакций этот коэффициент принимает значения от 2 до 4.

Зависимость скорости реакции от наличия катализатора

Во многих случаях скорость реакции можно повысить при помощи специальных веществ — катализаторов. О таких веществах вы уже узнали в предыдущих классах.

Катализатор — это вещество, которое участвует в реакции и изменяет ее скорость, но само в реакции не расходуется.

Обычно катализатор не указывают ни в реагентах, ни в продуктах реакции, а записывают его над стрелкой, например:

Катализаторы могут как ускорять реакцию, так и тормозить ее. Ускорение реакции называют положительным катализом, а сами катализаторы — положительными. Торможение реакций называют отрицательным катализом, или ингибированием, а соответствующие катализаторы — отрицательными, или ингибиторами.

Например, при наличии соединений Купрума, Феррума, Никола, Мангана или Хрома реакция разложения гидроген пероксида значительно ускоряется (рис. 20.6). Универсальным катализатором можно назвать платину, поскольку она проявляет каталитическую активность почти во всех реакциях.

Катализаторы имеют большое значение для современной промышленности и науки. Около 90% химических взаимодействий протекают при наличии катализаторов. Многие важные химические реакции без катализаторов были бы невозможны или происходили бы при слишком высоких температурах, как, например, реакция синтеза аммиака из азота и водорода, важность которой мы уже рассмотрели в параграфе 15.

Реакции по переработке нефти на нефтеперерабатывающих заводах происходят только при наличии катализаторов, что позволяет получать высококачественный бензин, дизельное и авиационное топливо, масла и др.

Выхлопные трубы на автомобилях обязательно оборудуют специальными устройствами — каталитическими нейтрализаторами, которые превращают угарный газ в более безопасный углекислый газ, уменьшая выбросы вредных веществ в воздух.

На сахароперерабатывающих заводах из обычного крахмала при наличии кислот (катализатором реакции является катионы Гидрогена H+) получают патоку — сладкий сироп, который затем используют в пищевой промышленности для изготовления кондитерских изделий, напитков, мороженого, некоторых сортов хлеба, спортивного питания и т. п.

Химические реакции в живых организмах также происходят при участии катализаторов, которые называют ферментами. Из курса биологии вам известно, что ферменты катализируют все без исключения реакции в клетках. Отличительной чертой ферментов является их высокая специфичность: для каждой биохимической реакции существует свой фермент. Один фермент катализирует только одну конкретную реакцию. Это происходит благодаря тому, что форма молекулы фермента соответствует форме молекулы, реакцию которой она катализирует (рис. 20.7).

Другая особенность ферментов заключается в том, что их участие в реакциях нетипично зависит от температуры. До определенной критической температуры скорость ферментативной реакции увеличивается, а затем происходит разрушение фермента, его каталитическое действие нивелируется, и реакция прекращается. Поэтому у больных с высокой температурой биохимические процессы в организме происходят иначе, чем у здоровых. А при повышении температуры тела выше 42 °С человек может умереть, поскольку жизненно важные ферменты разрушаются.

Действие катализаторов обусловлено тем, что они образуют с реагентами промежуточные соединения. Например, реакция сернистого газа с кислородом при обычных условиях происходит крайне медленно:

Но если добавить нитроген(II) оксид, то реакция будет проходить в две стадии и очень быстро даже при обычных условиях:

В первой реакции нитроген(II) оксид расходуется, а во второй — образуется снова. Это вещество является катализатором, т. е. оно участвует в реакции, ускоряя ее, но его общее количество при этом не изменяется.

Термин «катализатор» греческого происхождения — katalysis, что означает «разрушение». Этот термин ввел И. Я. Берцелиус во времена, когда известные каталитические реакции были преимущественно реакциями разложения веществ, в частности, каталитическое разложение крахмала с образованием глюкозы, а далее — спирта и углекислого газа. А термин «ингибитор» имеет прямое значение и происходит от латинского inhibere — «сдерживать, останавливать».

Однажды два инженера-химика общались у открытой емкости с пергидролем (концентрированным раствором гидроген пероксида), который был подготовлен к разливу. А на следующий день в этом сосуде остались только примеси пероксида. Оказалось, что один из инженеров работал в цехе по изготовлению манган(IV) оксида и во время разговора неосторожно стряхнул несколько кристалликов со своей одежды в емкость с пергидролем. Этого оказалось достаточно, чтобы за ночь весь пероксид разложился. Хорошо, что сосуд был открытым, иначе в закрытом сосуде при таких условиях произошел бы взрыв.

Самая быстрая среди известных реакций — соединение атомов Гидрогена в газовой фазе с образованием молекулы водорода H2 — происходит за 10–14 с. А самые медленные реакции в горных породах длятся миллионы лет.

Скорость химической реакции характеризует количество вещества, которое прореагировало или образовалось в результате реакции за единицу времени (секунду, минуту, сутки или год).

Классификация химических реакций

Классификация реакций по количеству и составу реагентов и продуктов реакции

Реакции по количеству и составу реагентов и продуктов:

• соединения: А + B → C
• разложения: A → B + C + D
• замещения: A + BC → AC + В
• обмена: AB + CD → AD + CB

При изучении химии вы уже ознакомились со многими типами химических реакций. В этом параграфе мы обобщим эти знания и классифицируем известные вам реакции по различным признакам.

Реакции соединения соответствуют схеме: А + B → C. Наиболее характерными являются:

• взаимодействие простых веществ:
• гидратация оксидов:
• взаимодействие кислотных оксидов с основными:

Реакции разложения соответствуют схеме: A → B + C + D. Разложению подвергаются вещества всех известных вам классов соединений:

• кислоты:
• гидроксиды:
• соли:
• оксиды:

Реакции замещения соответствуют схеме: A + BC → AC + В. Обычно происходят между одним простым и одним сложным веществом:

• металл с оксидом:
• металл с кислотой:
• металл с солью:
• неметалл с оксидом:

Хотя встречаются и реакции замещения между двумя сложными веществами, как, например, реакция оксида с солью:

Реакции обмена соответствуют схеме: AB + CD → AD + CB. Это самая распространенная группа реакций между сложными веществами, в частности, между кислотами, основаниями, солями и оксидами.

Обратимые и необратимые реакции

Часто направление реакции зависит от условий ее проведения. Например, при обычных условиях происходит реакция образования кальций карбоната:

Однако при нагревании до высокой температуры (до 1000°C) начинает преобладать реакция разложения кальций карбоната:

Часто случается, что при одинаковых условиях реакция может происходить в двух противоположных направлениях.

Реакции по возможности протекания в противоположных направлениях:

• обратимые;
• необратимые.

В частности, приведенная выше реакция в определенном интервале температур протекает в двух направлениях.

Реакции, которые при заданных условиях протекают как в прямом, так и в обратном направлениях, называют обратимыми.

Для записи уравнений таких реакций вместо знака равенства используют знак обратимости (противоположно направленные стрелки):

Обратимые процессы очень распространены. Это диссоциация воды и слабых кислот, взаимодействие водорода с бромом, йодом, азотом и др.

Необратимыми являются реакции, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Поэтому в необратимых реакциях все реагенты взаимодействуют друг с другом полностью с образованием продуктов реакции. Большинство реакций в неорганической химии являются именно необратимыми (в отличие от реакций с участием органических веществ).

Иногда ошибочно считают, что если при сливании растворов электролитов не выделяется газ, вода или осадок, то происходит обратимая реакция. Например, между растворами натрий сульфата и калий карбоната:

Но в обратимых реакциях превращения происходят одновременно в двух направлениях, а в этом случае преобразований вообще нет. После сливания растворов Na₂SO₄ и K₂CO₃ образуется раствор, содержащий смесь ионов Na⁺, K⁺, , , между которыми полностью отсутствует какая-либо химическая реакция.

Классификация реакций по тепловому эффекту

Реакции по тепловому эффекту:

• экзотермические;
• эндотермические.

Каждая химическая реакция сопровождается тепловым эффектом: при химическом взаимодействии теплота может выделяться или поглощаться. Экзотермические реакции проходят с выделением теплоты, а эндотермические — с поглощением теплоты.

Классификация реакций по изменению степени окисления

Реакции с изменением степени окисления:

• окислительно-восстановительные: межмолекулярные, внутримолекулярные;
• кислотно-основные: нейтрализации.

Степени окисления элементы изменяют в окислительно-восстановительных реакциях. Среди них выделяют:

• межмолекулярные ОВР — элементы, изменяющие степени окисления, содержатся в составе разных молекул (формульных единиц). Это самый распространенный тип окислительно-восстановительных реакций:

• внутримолекулярные ОВР — элементы, меняющие степени окисления, входят в состав одной молекулы (формульной единицы):

Химические реакции, в которых степени окисления элементов не меняются, являются кислотно-основными. В кислотно-основных реакциях кислотные вещества взаимодействуют с основными. Реакции ионного обмена между солями относятся к кислотно-основным, хотя их описывают не уже известной вам теорией кислот и оснований Аррениуса, а другими, более общими теориями кислот и оснований.

Среди кислотно-основных реакций выделяют группу реакций, которые называют реакциями нейтрализации — это реакции взаимодействия кислот со щелочами с образованием соли и воды.

Пример №132

Классифицируйте приведенные химические реакции по различным классификационным признакам:

1)

2)

Решение:

Реакция 1 — реакция обмена. Она протекает только в одном направлении, а следовательно, является необратимой. Теплота при реакции выделяется, поэтому эта реакция является экзотермической. Ни один элемент не меняет свою степень окисления, значит, она является кислотно-основной, причем относится к реакциям нейтрализации.

Реакция 2 — реакция соединения. Поскольку она проходит в обоих направлениях, то является обратимой. Она относится к эндотермическим из-за поглощения теплоты в прямой реакции. В ходе реакции атомы Карбона меняют степень окисления, поэтому она является окислительно-восстановительной, причем межмолекулярной.

Классификация химических реакций заключается в распределении их на группы согласно определенным важным признакам. При классификации главное — выявить эти характерные признаки химической реакции.

Лекции по предметам:

1. Химия
2. Органическая химия