elearning.sumdu.edu.ua...5 5 5 5 5 5 6 6 7 7 7 7 8 9 9 9 9 10 10 10 11 11 12 12 12 12 14 15 16 17 17...

Розділ 1Svetlana

2016

5

5

5

5

5

566

7

7

7

78

9

99

9

10

10

10

11

11

12

12

12

121415

16

1717

17

1920

20

21

22

22

22

24

ЗмістРозділ 1Основні поняття та закони хімії

Ключові терміни:ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЇ

Найважливіші поняття атомно-молекулярного вченняАтомМолекула

1.3 Хімічний елементПрості та складні речовини. АлотропіяОсновні положенння атомно-молекулярного вченняСтехіометрична валентність

Визначення валентностей та складання формул за валентностямями елементівФізичні одиниці в хіміїПрактична частина

Ключові терміни:ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЇ

Закон збереження масиЗакон об’ємних співвідношень Гей-ЛюссакаЗакон сталості складуЗакон АвогадроОсновні газові закони

Приклади розрахункових задачБудова атома. Періодична система елементів

БУДОВА АТОМА. АТОМНЕ ЯДРО. ПРИРОДА ЕЛЕКТРОНААтом – складна система

Перші моделі атомаЯдро атома

Властивості електрона в атоміПрактична частина

Ключові терміни:ЕЛЕКТРОННА ОБОЛОНКА. ЕЛЕКТРОННІ СТРУКТУРИ АТОМІВ

Атомні орбіталіПравила заповнення електронами атомних орбіталей

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s ≈ 4f ≈5d<6p<7s ≈5f ≈6d<7pСкладання електронних формул і електронно-графічних схемПрактична частина.

ТЕМА 55.1 Періодичний закон

5.2 Структура періодичної системи і електронні конфігурації атомів5.3 Періодичність змінювання властивостей хімічних елементів

Усі властивості елементів, які визначаються електронною оболонкою атома,закономірно змінюються у періодах і групах періодичної системи. Але оскільки уряду елементів-аналогів електронні структури не абсолютно тотожні, а лишевиявляють періодичне повторення однакових електронних конфігураційзовнішнього електронного шару в атомах елементів, то при переході від одного

Зміст 3

24

26

26

26

27

27

27

28

28

29

29

32

34

35

35

36

36

37

37

38

41

41

41

43

44

44

45

46

47

47

49

49

50

50

50

51

51

52

53

54

54

55

елемента до іншого у підгрупах спостерігається їх більш менш чітко вираженезакономірне змінення і. Це є причиною не тільки подібності хімічних і фізичнихвластивостей елементів та їх сполук (температури плавлення, кипіння, густинатощо), а ще й певної закономірності у зміненні таких важливіших характеристикелементів, як енергія йонізації, спорідненність до електрона, електронегативність,атомні та йонні радіуси.

5.4 Характер змінювання властивостей оксидів і гідроксидів5.4 Значення періодичного закону

Хімічний зв'язокКлючові терміни:4.1. Теорія хімічної будови. Валентність4.2. Природа хімічного зв’язку4.3. Ковалентний зв’язок

4.3.1. Механізм утворення ковалентного зв’язку4.3.2. Метод валентних зв’язків4.3.3. Гібридизація атомних орбіталей4.3.4. Характеристики ковалентного зв’язку4.3.5. Властивості сполук з ковалентним зв’язком

4.4. Іонний зв’язок4.4.1. Характеристики іонного зв’язку4.4.2. Властивості іонних сполук

4.5. Металічний зв’язок4.6. Дальнодіючий хімічний зв’язок

4.6.1. Водневий зв’язокПриклади розв’язання типових задач

Окисно-відновні реакціїКлючові терміни:9.1. Ступінь окиснення. Загальні уявлення про окисно-відновні процеси9.2. Відновлювальна і окиснювальна здатність речовин

9.2.1. Типові відновники9.2.2. Типові окисники9.2.3. Окисно-відновна двоїстість

9.3. Рівняння окисно-відновних реакцій9.3.1. Метод електронного балансу

9.4. Приклади розв’язання типових задачРозділ 2Класи неорганічних речовин

ОКСИДИКласифікація сполукКласифікація та номенклатура оксидівФізичні властивості оксидівХімічні властивостіОдержання та застосування оксидівПрактична частина

ОСНОВИКласифікація та номенклатура оcновФізичні властивості основ

Зміст 4

55

56

56

57

58

58

59

59

61

62

6363

63

64

67

68

68

69

73

74

76

77

80

80

82

82

Хімічні властивості основАмфотерні гідроксидиОдержання і застосування основПрактична частина

КИСЛОТИКласифікація та номенклатура кислотФізичні властивості кислотХімічні властивості кислотОдержання і застосування кислотПрактична частина

Ключові терміни:СОЛІ

Класифікація та номенклатура солейХімічні властивості солейОдержання і застосування солей

РозчиниКлючові терміни:5.1. Загальні уявлення про дисперсні системи5.2. Істинні розчини. Основні поняття5.3. Утворення розчинів5.4. Концентрація розчинів5.5. Розчинність

5.5.1 Розчинність газів5.5.2 Розчинність рідин5.5.3 Розчинність твердих речовин

5.6. Приклади розв'язання типових задач

Розділ 1 5

Розділ 1

Основні поняття та закони хімії

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЇ Найважливіші поняття атомно-молекулярного вчення

АтомМолекула

1.3 Хімічний елемент Прості та складні речовини. АлотропіяОсновні положенння атомно-молекулярного вченняСтехіометрична валентність

Визначення валентностей та складання формул за валентностямямиелементів

Фізичні одиниці в хімії Практична частина

Ключові терміни:

Алотропія, Атом, Відносна атомна маса Аr, Відносна молекулярна маса Мr, Кількістьречовин, Молекула, Моль, Хімічний елемент, валентність, сталою Авогадро

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЇ

Хімія як наука бере початок з другої половини ХVII ст., коли були застосовані кількісні методидослідження хімічних реакцій. За допомогою кількісних методів протягом ХVIII-XIX ст. буливстановлені основні поняття і закони хімії, що зумовило подальший розвиток хімії як точноїприродничої науки.

ХІМІЯ – це наука про склад, властивості та будову речовин, їх перетворення, атакож про залежність властивостей речовин від складу і будови, взаємодію,добування та використання

Найважливіші поняття атомно-молекулярного вченняЗгідно з атомно-молекулярним вченням, головними об’єктами хімії є атоми, молекули, хімічніелементи, прості та складні речовини.

Атом

Атом – це найменша частинка елемента у хімічних сполуках (визначення Канніцаро,1860 р.).

Атом – це найменша частинка речовини, яка ніколи не змінюється при хімічнихреакціях.

Сучасне визначення атома ураховує його будову.Атом – це хімічно неподільна електронейтральна система, яка складається з

позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженої електронної оболонки.Атом – реально існуючий матеріальний об’єкт з певною масою (від 1,67 ⋅ 10-27 до 4,42 ⋅ 10-25

кг), розміром (r=10-10м), складом, зарядом ядра, будовою електронної оболонки та іншимивластивостями.

Кількісними характеристиками атома є заряд ядра і відносна атомна маса Аr. Ці величинивказуються у періодичній системі елементів. Заряд ядра атома дорівнює порядковому номеруелемента.

Атом – це система, що складається з протонів, нейтронів і електронів

Рис. 1.1 – Схематичне зображення атома

Протони і нейтрони знаходяться в ядрі, радіус якого приблизно в 10000 разів менше (10-14 –

10-15м) за радіус атома. Електрони утворюють електронну оболонку, розмір якої зумовлюєрозмір атома.

Позитивний заряд ядра визначається кількістю протонів і дорівнює за абсолютноювеличиною негативному заряду електронної оболонки, який у свою чергу відповідає кількостіелектронів. Внаслідок цього атом електронейтральний. Атоми – хімічно неподільні частинки, щозберігаються під час хімічних реакцій (не виникають і не руйнуються). Але при цьому можезмінюватися будова електронної оболонки, внаслідок чого утворюються йони або змінюєтьсяступінь окиснення. Одночасно руйнуються одні комбінації атомів і утворюються інші, тобто маємісце перегрупування атомів у нові речовини.

Розділ 1 6

../240866/index.html#p1















../240866/index.html#sl6










Оскільки маси молекул і атомів надзвичайно малі і оперувати їх абсолютними величинами прирозрахунках дуже незручно, в хімії і фізиці впроваджена позасистемна одиниця вимірювання, яканазивається атомною одиницею маси (а.о.м.) і дорівнює одній дванадцятій маси атомаізотопу Карбону – 12:

1 а.о.м. = 1/12 m (ат.12С) = 1:12 ⋅ 19,92⋅10-24 г = 1,66⋅10-24 г.Відносна атомна маса Аr – це фізична величина, що дорівнює відношенню середньої

маси атома елемента до однієї дванадцятої маси атома ізотопу Карбону-12.

Наприклад, відносні атомні маси елементів Гідрогену і Урану дорівнюють:

Молекула

Молекула – це найменша частинка речовини, яка здатна самостійно існувати і має всі хімічнівластивості речовини.

Молекули складаються з атомів – одного чи декількох; інколи до складу молекул входять

сотні і навіть тисячи атомів (наприклад, високомолекулярні органічні сполуки сполукиприродного походженння). Молекули однієї речовини однакові, а молекули різних речовин маютьрізний склад, різну будову і різні властивості. При фізичних явищах молекули зберігаються, а прихімічних перетвореннях – руйнуються, тобто розпадаються на атоми або групи атомів, якісполучаються в інші комбінації, утворюючи нові речовини.

Кількісною характеристикою молекули є відносна молекулярна маса Мr .Відносна молекулярна маса Мr – це відношення середньої маси молекули речовини до

1/12 маси атома Карбону –12.Відносна молекулярна маса Мr дорівнює сумі відносних атомних мас Аr елементів, що входять

до складу молекули, з урахуванням кількості атомів кожного елемента.Наприклад:Mr (SO2) = Ar (S) + 2 Ar (O) = 32 + 2⋅ 16 = 64 а.о.м.⋅Абсолютна маса молекули m визначається як добуток Мr на атомну одиницю маси:m (молекули SO2 ) = Mr (SO2) ⋅ 1,66 ⋅10-24 = 64⋅ 1,66 ⋅10-24 г

1.3 Хімічний елемент

Хімічний елемент – це вид атомів з однаковим зарядом ядра і певною сукупністювластивостей.

Останнім часом відповідно до Державного стандарту України (ДСТУ 2439-94) українські назвихімічних елементів вживаються як похідні від латинських назв. Вони записуються з великоїлітери на відміну від назв простих речовин і атомів.

Наприклад: Гідроген (Н), Карбон (С), Нітроген (N) – елементи; а для простих речовин чиокремих атомів вживаються старі назви: водень (Н2), вуглець (С), азот (N2).

Ідея хімічної символіки належить Берцеліусу (1814р.), який запропонував позначати елементпершою буквою його латинської назви.

Отже, носієм хімічних властивостей елемента є атом. Але у атомів одного елемента можутьбути різні маси внаслідок явища ізотопії – існування атомів одного елемента з різними Аr –ізотопів, наприклад: ізотопи елемента Гідрогену: протій H, дейтерій D, тритій T. Інколивсі ізотопи позначаються символом Н, але при цьому обов’язково вказують їх масові числа, як цепоказано на рис. 1.2

Рис. 1.2 – Протій, дейтерій, тритій Для кожного елемента в періодичній системі вказується середня відносна атомна маса Аr,

яка деякою мірою може вважатися кількісною характеристикою елемента, але не вичерпною,оскільки за величиною Аr неможливо визначити елемент завдяки явищу ізобарії – існуваннюатомів різних елементів з однаковими атомними масами Аr, які називаються ізобарами,наприклад, ізотоп Калію-40 (порядковий номер 19) та ізотоп Кальцію-40 (порядковий номер 20)є ізобарами.

Кожний елемент має декілька ізотопів, тому в періодичній системі наводиться середня Аr зурахуванням поширеності ізотопів. Так, Хлор має два ізотопи, тому відносна атомна масаелемента Хлору з урахуванням процентного вмісту ізотопів дорівнює:

Класифікація хімічних елементів може проводитися за різними ознаками: за будовоюатомів; за хімічними властивостями; за походженням; за поширенням у природі. Крім зазначенихтипів класифікацій, існують ще інші, спеціальні.

1. За ознакою будови Ця залежність показує, які саме валентні енергетичні підрівні забудовуються в атомахелементівs-елементи (H, He, Li, Be, Na, K, Rb, Cs, Mg, Ca, Sr та ін.);p-елементи (O, N, P, C, Si, Cl, As, Pb, Br, S та ін.);d-елементи (Zn, Ag, Cu, Fe, Cr, Mn, Ag, Au, Pt, Os та ін.);f-елементи (U, Sm, Np, Cf та ін.).

2. За хімічними властивостями елементи поділяються на металічні, неметалічні танапівметали, а також на такі родини:* лужні метали (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr);* лужноземельні (Са, Ва, Sr, Ra);

* лантаноїди (від 58Ce до 71Li);* актиноїди (від 90Th до 103Lr);

Розділ 1 7

* родина заліза (Fe, Co, Ni);* платинові (Ru, Rh,Pd,Os, Ir, Pt);* халькогени (S, Se, Te);* галогени (F, Cl, Br, I);* благородні (або інертні) гази (Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).

3. За походженням виділяють природні та штучні елементи.* Природні – це елементи, що існують у природі в складі простих або складних сполук. До

природних належать елементи від Гідрогену (1Н) до Плутонію (94Рu).* Штучними є елементи, що утворюються під час перебігу ядерних реакцій.4. За розповсюдженням у природі розглядають такі групи елементів:

Поширені – це, вісім елементів (О, Si, Al, Fe, Ca, Na, K, Mg), які займають 98,53 % земної кори, атакож Н, С, Zn, Cu, Mn, Cl, N, P, S, Ba, Sr та Cr.Рідкісні – це малопоширені у природі або маловивчені елементи (Li, Rb, La, U, Re).Розсіяні – це елементи з незначним вмістом у земній корі, вони не мають власних родовищ, азустрічаються як домішки до мінералів інших елементів (In, Gf, Te, Tl, Ga, Cs).

Незалежно від того, до якого типу чи групи належать елементи, всі вони характеризуєтьсясвоїм вмістом у природі

Прості та складні речовини. Алотропія

Оскільки речовина – це будь яка сукупність атомів чи молекул, то за складом усі сполукиможна поділити на прості і складні.

Простими називаються речовини, які складаються з атомів одного елемента.Налічується більш 500 простих речовин, а елементів близько 110. Той факт, що кількість

простих речовин переважає кількість хімічних елементів, пояснюється явищем алотропії.Алотропія – це здатність одного елемента утворювати декілька простих речовин, які

називаються алотропними модифікаціями, або алотропами.Наприклад, елемент Оксиген (О) утворює два алотропи: кисень О2 і озон О3; елемент Фосфор

(Р) – декілька алотропних модифікацій: чорний, білий, червоний і жовтий фосфор; елементКарбон (С) – алмаз, графіт, карбін (...–С≡С-С≡С–…) і фулерен С60, молекула якого схожа нафутбольний м’яч, тому ця модифікація іноді називається букиболом.

Складними називаються речовини, що містять атоми різних елементів.Складні речовини можуть мати як молекулярну будову (Н2S, CH4, HCl, H2O), так і

немолекулярну: йонну (NaCl, Na2O, NaOH) чи металічну (Fe3C – карбід заліза).Склад речовин виржають за допомогою формул, в яких окремі атоми позначається хімічними

символами елементів, а кількість атомів кожного виду – індексами, тобто цифрами, щозаписується унизу справа від хімічного символа, наприклад: запис N2O5 показує, що до складумолекули входять два атоми елемента Нітрогену і п’ять атомів елемента Оксигену.

Основні положенння атомно-молекулярного вченняФормулювання основних положень атомно-молекулярної теорії у різних літературних джерелахдещо відрізняються, але сучасним уявленням у найбільшій мірі відповідають наступні тези.

Речовини мають дискретну природу. Це означає, що вони складаються з окремихчастинок (структурних елементів речовини) – молекул, атомів, йонів.Частинки речовин безперервно рухаються.Між частинками речовини діють сили взаємного притягання і відштовхування.Між складовими частинками речовини є відстані, розмір яких залежить від агрегатногостану.Молекули складаються із атомів.Молекули зберігаються при фізичних явищах і руйнуються при хімічних реакціях.Атоми при хімічних процесах залишаються незмінними і неподільними, але піддаютьсяперегрупуванню, внаслідок чого утворюються нові сполуки.Різноманітність речовин у природі обумовлена різними сполученнями атомів; при цьомуможуть виникати речовини з молекулярною або немолекулярною будовою.

Стехіометрична валентністьСтехіометрична валентність, або просто валентність – це здатність атомів елементасполучатися з певною кількістю атомів іншого елемента.

Валентність є важливою кількісною характеристикою, яка показує, скільки хімічних зв’язків

може утворювати атом елемента. Атоми деяких елементів здатні утворювати строго визначенукількість зв’язків – такі елементи мають постійну валентність, наприклад:Одновалентні елементи H, Li, Na, K, Rb, Ag, Cs, FДвохвалентні елементи O, Ca, Ba, Mg, Sr, Zn, Cd, HgТривалентні елементи Al, BАтоми більшості елементів можуть утворювати різну кількість зв’язків, тому ці елементи маютьзмінну валентність. Валентність записують римськими цифрами над хімічними символамиелементів:

Визначення валентностей та складання формул за валентностямями елементів

Для визначення валентності всіх елементів в складних сполуках існує певний алгоритм, якийзручно розглядати на загальних і конкретних прикладах.

У загальному випадку для бінарної сполуки Аx Вy позначимо індекси буквами x i y, авалентності атомів – буквами m i n. Тоді розрахунок валентності одного з елементів виконуєтьсяна підставі рівняння mx = ny, виходячи з відомої валентності іншого елемента.m n

Аx Вy

Доречі, у конкретних сполуках валентність слід вказувати римськими цифрами над символамихімічних елементів.

Приклад 1.1. Визначити валентності Хрому в таких оксидах: CrO, Cr2O3, CrO3.Визначення валентностей та складання формул по валентностям.1. Визначити валентності всіх елементів в сполуках.Для бінарної сполуки

m nАx Вy

де x i y – індекси, m i n – валентності - справедливе рівняння mx = ny

Приклад 1. Визначити валентності хрому в його оксидах: CrO, Cr2O3, CrO3.Розв’язок.

Розділ 1 8

- CrO - індекси(x i y) = 1; валентність Оксигену постійна =2, тоді: m× 1=2 × 1 отже m=2ІІ ІІ

Cr O-Cr2O3, - індекси x =2 i y = 3; валентність Оксигену постійна =2, тоді: m× 2=2 × 3 отже m=3ІІІ ІІ

Cr2O3

CrO3, - індекси x =1 i y = 3; валентність Оксигену постійна =2, тоді:m× 1=2 × 3 отже m=6VI II

Cr O3

2. Скласти формулу сполуки по відомих валентностях.

Припустимо, що в сполуці АВ валентність елемента А =3 , а валентність В =2. Знайдемонайменше спільне кратне їх валентностей. Найменше спільне кратне між 2 і 3 = 6

ІІІ 6 ІІ

А В

Послідовно поділимо найменше спільне кратне 6 на відповідні валентності, а результатзапишемо у вигляді індексів

ІІІ 6 ІІА2

В3Таким чином формула буде мати вигляд А2В3

Приклад 2 Скласти формулу оксиду Сульфуру (VI).Розв’язок.

В оксиді Сульфуру містяться два елементи S і O. Валентність S=6, а Оксисену завжди 2.Найменше спільне кратне між 6 і 2 = 6.

Послідовно поділимо найменше спільне кратне 6 на відповідні валентності, а результатзапишемо у вигляді індексів:

Наступний тип задач – складання формули речовини, якщо вона містить три елемента з

відомими валентностями, один з яких Оксиген: АxВyОz.Припустимо, що в сполуці АВО валентність елемента А дорівнює ІІ, а валентність В – ІV.

Сумарна валентність всіх атомів Оксигену дорівнює сумарній валентності атомів іншихдвох елементів (ІІ∙z = ІІ∙х + ІV∙y)Для визначення шуканих індексів у сполуці вигляду Аx Вy Оzзастосуємо правило:

Припускаємо, що індекси біля перших двох елементах однакові і дорівнюють 1. Тоді х = у = 1.Отже, сумарна валентність на першому елементі А буде (ІІ∙1=2), а на елементі В (ІV∙1=4) Їх сумаІІ∙1 + ІV∙1 =6.

Значить і сумарна валентність на Оксисені також має бути 6, тоді z =3

Формула такої сполуки має вигляд: АВО3Приклад 1.3. Скласти формулу сполуки KxMnyOz , якщо валентність Мангану дорівнює VII.Розв’язок. Валентності елементів К і О – постійні і дорівнюють відповідно: для Калію – І , для

Oксигену – ІІ.Тоді при мінімальних значеннях х і у (припустимо що вони дорівнюють 1) одержимо 1 +7 = 2⋅ z ; 8 = 2⋅ z ; z = 4 .

Формула : KMnO4

Фізичні одиниці в хімії

Кількість речовини ( ν або n) – це фізична величина, що визначається числом часток –структурних елементів речовини: молекул, атомів, йонів тощо.

Одиницею вимірювання кількості речовини є моль – одна з основних одиниць CI.Моль – це кількість речовини, що містить стільки ж структурних елементів речовини

(атомів, йонів, молекул), скільки атомів міститься в ізотопі Карбону-12 масою 12г.Встановлено, що маса атома ізотопу Карбону-12 складає 19,92 ⋅ 10-24г. Тоді число атомів N в

12г дорівнює

Число, що дорівнює 6,02 ⋅ 1023 моль-1 називається сталою Авогадро (NA).Наприклад: 1 моль Н2О містить 6,02 ⋅ 1023 молекул води, що складається з 2 моль (або 2 ⋅ 6,02

⋅1023) атомів Н і 1 моль (або 6,02 ⋅ 1023) атомів О; 1 моль SO42– містить 6,02 ⋅ 1023 йонів SO42–, утому числі 1 моль (6,02 ⋅ 1023) атомів S і 4 моль (4 ⋅ 6,02 ⋅ 1023) атомів О.

Кількість речовини пов’язана з числом часток N і сталою Авогадро NA залежністю:

Отже, моль будь-яких структурних елементів – це така кількість речовини, що містить 6,02 ⋅1023 структурних часток цієї речовини.

Маса одного моль речовини є її молярною масою, вона позначається через М.Молярна маса (М) – це фізична величина, що визначається відношенням маси

речовини до кількості речовини, яка відповідає цій кількості:

, тоді .Одиницею вимірювання молярної маси в системі СІ є кг/кмоль, але в хімії частіше

користуються позасистемною величиною г/моль .Молярна маса М пов’язана з відносною молекулярною масою Mr і сталою Авогадро NA

залежністю

1. М = Мr ⋅ NA ⋅ 1 а.о.м.2. Наприклад: відносна молекулярна маса Карбон (ІV) оксиду дорівнює Мr(CO2) = 12 + 2 ⋅ 16 =

44,3. а атомна одиниця маси складає 1 а.о.м. = 1,66 ⋅ 10-24г, тоді молярна маса буде:4. М(СО2) = 44 ⋅ 6,02 ⋅ 1023 ⋅ 1,66 ⋅ 10-24 = 44 г/моль.5. Тобто молярна маса чисельно дорівнює відносній молекулярній масі, але має зовсім інший

Розділ 1 9

фізичний зміст: Мr характеризує масу однієї молекули, а М – масу одного моля, тобто 6,02 ⋅1023 молекул.

Практична частина

Розрахунки за хімічними формуламиПриклад 1.4. Розрахувати кількість речовини і число молекул в сульфатній (сірчаній) кислоті

масою 49 г, а також масу однієї молекули Н2SO4.Розв’язок: Відносна молекулярна і молярна маси Н2SO4дорівнюють:Мr(H2SO4) = 2 ⋅ 1 + 32 ⋅ 4 ⋅ 16 = 98, М(H2SO4) = 98 г/моль.Тоді кількість речовини і число молекул в сульфатній кислоті масою 49г становить:

N = ν ⋅ NA = 0,5 моль ⋅ 6,02 ⋅ 1023 молекул/моль = 3,01 ⋅ 1023 молекул.Маса однієї молекули Н2SO4 визначається відношенням молярної маси, яка характеризує масу

одного молю, до числа Авогадро, що вказує на кількість молекул в одному молі речовини:N = М / NA = 98 / 6,02 ⋅ 1023 = 5,9 ⋅ 10-21г.Приклад 1.5. В якій масі NH3 міститься стільки молекул, скільки їх в 10 г СаСО3.Розв’язок:Мr(СаСО3) = 40 + 12 + 16 ⋅ 3 = 100, М(СаСО3) = 100 г/моль; Мr(NH3) = 14 + 1 ⋅ 3 = 17, М(NH3) =

17 г/моль.

Згідно з умовою задачі ν(CaCO3) = ν(NH3). Отже, якщо ν(NH3)= 0,1 моль ,тоді: m(NH3)= M(NH3)⋅⋅= 17г/моль ⋅ 0,1 моль = 1,7 г.

ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЇ Закон збереження маси Закон об’ємних співвідношень Гей-ЛюссакаЗакон сталості складуЗакон Авогадро Основні газові закони

Приклади розрахункових задач


І наслідок закону Авогадро, ІІ наслідок закону Авогадро, Стехіометричні розрахунки,бертолідами, відносна густина одного газу за другим, дальтонідами

ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЇ

Закон збереження масиОдин із фундаментальних і загальних законів природи – закон збереження маси – сформулював у1748 р., а пізніше й експериментально підтвердив М.В.Ломоносов.

Загальна маса речовин, що вступають у хімічну реакцію, дорівнюєзагальній масі речовин, що утворюються внаслідок реакції.

Пізніше А.Лавуазьє (1774р.) встановив наслідок закону збереження маси: прихімічних реакціях маса кожного елемента, що входить до складу взаємодіючих речовин,залишається незмінною, оскільки при хімічних реакціях атоми не перетворюються один водного.

Атомно-молекулярне вчення пояснює цей закон тим, що атоми внаслідок хімічнихреакцій не зникають і не виникають, а лише піддаються перегрупуванню, тобто хімічномуперетворенню. Оскільки число атомів до і після реакції не змінюється, то й їх загальна масатакож не повинна змінюватися.

Слід зазначити, що на початку ХХ ст. формулювання закону збереженння маси булопереглянуто у зв’язку з відкриттям теоріїї відносності (А.Ейнштейн, 1905р.), відповідно до якоїмаса тіла залежить від його швидкості. Однак дійсне змінення маси речовини, яке відбуваєтьсяпри протіканні хімічних процесів, є настільки незначним, що їм можна знехтувати.

Виходячи із закону збереження маси складають рівняння хімічних реакцій та виконуютьчисленні розрахунки. Складання рівнянь хімічних реакцій підпорядковується певному алгоритму,який включає такі етапи. Спочатку в лівій частині записують формули вихідних речовин, міжякими проставляють знак «+». Потім у правій частині після знаку «à» записують формулипродуктів реакції через «+». Далі підбирають коефіцієнти таким чином, щоб кількості атомівкожного елемента в лівій і правій частинах стали однаковими. Нарешті перевіряютьправильність подбору коефіцієнтів і замінюють знак «à» на «=». Наприклад, розчинення Фосфор(V) оксиду в лузі КОН (вихідні речовини) з утворенням Калій фосфату і води (продукти реакції)відображається схемою:

P2O5 + KOH à K3PO4 + H2O,яка після підбору коефіцієнтів перетворюється на рівняння реакції, що містить однакову

кількість атомів кожного елемента в лівій та правій частинах:P2O5 + 6 KOH = 2 K3PO4 + 3 H2O.На основі рівняння реакції зручно робити стехіометричні розрахунки.Приклад 2.1. Обчислити, яка маса лугу КОН вступить у взаємодію з 7,1г P2O5 і яка маса солі

K3PO4 утвориться внаслідок неї.Розв’язок. На перших етапах вивчення хімії для подібних розрахунків використовують

найпростіший метод пропорцій, але введення поняття про кількість речовини дає змогузастосовувати більш досконалі методи. Так, співставлючи коефіцієнти перед формуламивідповідних сполук у рівнянні наведеної вище реакції, можна побачити, що кількості речовиниКОН і K3PO4 відповідно у шість і у два рази більші, ніж кількість речовини P2O5, тобто n(КОН) = 6n( P2O5) і n(K3PO4) = 2 n (P2O5). У свою чергу n(P2O2) = m/M = 7,1 / 142 = 0,05моль. Тоді шуканікількості речовин: n(КОН) = 6 × 0,05 = 0,3 моль, n(K3PO4) = 2 × 0,05 = 0,1 моль. З урахуванняммолярних мас (М(КОН) = 56г/моль, М(K3PO4) = 212г/моль) одержимо:

m(KOH) = n × M = 0,3 × 56 = 16,8г; m (K3PO4) = 0,1 × 212 = 21,2г. Стехіометричні розрахунки (тобто розрахунки за хімічними рівняннями) засновані на законі

збереження маси речовин. Однак на практиці у хімічних процесах завдяки неповному перебігуреакції чи втратам солук, що утворюються, реальна маса продуктів реакції буває дещо меншою,ніж теоретично обчислена. У такому випадку розраховують виход реакції (звичайнопозначається буквами η чи ω) – величину, що визначається відношенням реальної масипродукта (mпракт) до теоретично можливої (mтеор), яка вимірюється у частках одиниці або увідсотках:

Розділ 1 10















Приклад 2.2. Скільки міді утворюється внаслідок відновленя Купрум(ІІ) оксиду масою 8г,якщо виход реакції складає 82% від теоретичного?

Розв’язок. З урахуванням молярних мас речовин (M(Cu) = 64 г/моль, М(CuO) = 80г/моль)обчислимо теоретичний вихід міді згідно із рівнянням реакції CuO + H2 à Cu + H2O та пропорцією

80 г CuO(1моль) –– 64г Cu(1моль) ,8г CuO –– х г Cu Визначимо, скільки грамів міді утворюється при 82% виході реакції:

6,4 г –– 100% виход (теоретичний)х г –– 82%

Закон об’ємних співвідношень Гей-ЛюссакаЗа однакових умов об’єми газів, що вступають у реакцію, відносятьсяміж собою та до об’ємів газів, що утворюються внаслідок реакції, якпрості цілі числа.

Із закону Гей-Люссака випливає, що стехіометричні коефіцієнти в рівнянні реакції є кратнимидо об’ємів газів, які взаємодіють та утворюються. Так, при синтезу амоніаку (N2 + 3H2 Û 2NH3)співвідношення об’ємів газів дорівнює

V(N2) : V(H2) : V(NH3) = 1 : 3 : 2.За допомогою закону об’ємних співвідношень можна розрахувати об’єми газів в хімічних

реакціях. Приклад 2.3. Для спалювання 5 л невідомого газу потрібно 10 л кисню. Внаслідокцього утворюється 10 л вуглекислого газу і 5 л азоту. Встановити формулу газу.

Розв’язок. Співвідношення об’ємів газів є кратним стехіометричним коефіцієнтам:V (газу ) : V(O2) : V(CO2) : C(N2) = 5 : 10 : 10 : 5 = 1 : 2 : 1.З урахуванням одержаних коефіцієнтів запишимо умовне рівняння: газ +2О2 à 2CO2 + N2.Аналіз співвідношення коефіцієнтів та складу усіх газів дає висновок, що невідомий газ

містить по два атоми Карбону і Нітрогену, звідки:С2N2 + 2O2 à 2CO2 + N2.

1. Закон сталості складу

У 1801 р. Пруст сформулював закон сталості складу:Кожна молекулярна сполука має сталий якісний і кількісний склад

незалежно від способу добування.З цього випливало, що співвідношення між масами елементів, що входять до складу певної

сполуки, є сталими і не залежать від способу одержання цієї сполуки. Однак у ХХ ст. булодоведено, що закон сталості складу не має абсолютного узагальненого характеру, оскількиіснує два типи сполук – зі сталим і зі змінним складом.

Сполуки, які мають сталий склад і цілочисельне атомне співвідношення компонентів,називаються дальтонідами. Для дальтонідів характерний ковалентний зв’язок між атомами імолекулярна структура в тому чи іншому агрегатному стані. До них належать речовини, які зазвичайних умов перебувають в газоподібному (СО2, NH3, NO, HCl) чи рідкому (Н2О, С6Н6) станіабо можуть бути легко переведені в них, а також кристалічні речовини з молекулярноюструктурою (I2, лід)

Наприклад, визначимо масові частки елементів у молекулі Н2О за формулою:

Отже, масове співвідношення елементів в молекулі води Н2О має вигляд: w(Н) : w(О) = 11%:89%

і таке співвідношення зберігається при будь-яких умовах та методах одержання даноїсполуки.

Однак існують сполуки, що мають не молекулярну структуру, і такі сполуки мають зміннийсклад (сульфіди, оксиди, нітриди металів.

Сполуки змінного складу, в яких стехіометричні співвідношення компонентів невідповідають цілим числам, називаються бертолідами.

Бертоліди не мають молекулярної структури. До них належить переважна більшістькристалічних сполук перехідних d- i f-елементів: оксиди, гідриди, нітриди, сульфіди, карбіди таінші бінарні сполуки, наприклад, оксид ТіО1,9-2,0 або надпровідники загального складуYBa2Cu307-x.

Зпираючись на закон сталості складу можно визначити формулу невідомої сполуки за данимищодо масових часток елементів, які входять до складу сполуки.

Приклад 2.4. Визначити склад сполуки, яка містить 80% Карбону і 20% Гідрогену і маємолярну масу 30 г/моль.

Розв’язок. Позначимо склад сполуки через CxHy, а кількісний склад елементів для спрощенняобчислень переведемо у частки одиниці, тобто ω(С) = 0,8 і ω(Н) = 0,2. Нехай маса сполукиm(CxHy) = 100г, тоді маси кожного елемента будуть такими:

m(C) = ω(C) × m(CxHy) = 0,8× 100 = 80г;m(H) = ω(H) × m(CxHy) = 0,2× 100 = 20г.Кількості речовин Карбону і Гідрогену пропорційні числу атомів кожного елемента, що

входять до складу сполуки:x : y = n (C) : n(H).Однак кількість речовини визначається відношенням маси до молярної маси (n = m/M). З

урахуванням молярних мас елементів маємо:n (C) = 80 /12 = 6,67моль, n (H) = 20 /1 = 20моль. Тодіx : y = n (C) : n(H) = 6,67 : 20 = 1 : 3.Отже, простіша формула невідомої сполуки – СН3, а її молярна маса М(СН3) = 15г/моль. Для

встановлення істиної формули сполуки необхідно поділити реальну молярну масу на молярнумасу, що відповідає простішій формулі М(СхНу) / М(СН3) = 30 / 15 = 2. Звідси випливає, що шуканаформула сполуки відповідає подвоєній простішій формулі

(СхНу) = 2(СН3) = С2Н6.

Закон Авогадро

У рівних об’ємах різних газів за однакових умов міститься однакове число молекул.Закон Авогадро затвердив у атомно-молекулярному вченні уявлення про молекули як

найменші частинки речовини і про атоми як найменші частинки елемента, підкреслюючи, щомолекули простих речовин не тотожні їх атомам, навпаки, вони звичайно складаються здекількох атомів даного елемента.

Закон Авогадро має велике значення не лише для розвитку атомно-молекулярного вчення, атакож для різних практичних розрахунків у газовій фазі. Закону підлягають усі гази незалежновід розмірів їх молекул. Не підлягають йому гази за умов низьких температур та високого тиску,а також речовини в рідкому або твердому стані.

З точки зору атомно-молекулярного вчення це пояснюється так. Як відомо, об’єм, що займаєпевна кількість речовини, обумовлюється трьома параметрами: числом складових часток,

Розділ 1 11

відстанями між ними та їх розмірами. У газах за умов високих температур і низького тискувідстані між молекулами в тисячі разів більші за їх розміри, тому розмірами молекул можназнехтувати. Внаслідок цього об’єм газу буде обумовлюватися уже тільки двома параметрами:числом молекул і відстанями між ними. Але за однакових умов (тиск і температура) відстані міжмолекулами в різних газах однакові, тому в цьому випадку рівні об’єми різних газів містять одней те саме число молекул.

За низьких температур та під високим тиском відстані між молекулами в газах зменшуються істають сумірними з розмірами самих молекул, тому об’єм газу залежить також від розмірівмолекул, а гази перестають підлягати закону Авогадро.

І наслідок закону Авогадро: Один моль будь-якого газу за нормальних умов (н.у.)

займає об’єм приблизно 22,4 л Цей об’єм називається молярним і позначається VM=22,4л/моль.

Нормальні умови: Р(тиск) = 101325 Па = 1 атм = 760 мм рт.ст.,Т = 273 К або t = 00С.

Молярний об’єм – це емпірично встановлена величина на основі співвідношень: За нормальних умов густина і розраховані молярні об’єми деяких газів складають:r(N2) = 1,25 г/л, VM (N2) = 28/1,25 = 22,40 л/моль;r(H2) = 0,09 г/л, VM(H2) = 2/0,09 = 22,47 л/моль;r(O2) = 1,43 г/л, VM(O2) = 32/1,43 = 22,38 л/моль;rповітря = 1,29 г/л, VM повітря = 29/1,29 = 22,48 л/моль.З цього випливає, що VM~ 22,4 л/моль.Молярний об’єм на відміну від молярної маси не є постійною величиною, а залежить від умов

(Р, Т), тому VM як поняття вживають звичайно для газів за н.у.Молярний об’єм VM пов’язаний певними співвідношеннями з такими величинами як об’єм V,

густина r, молярна масса М, кількість речовини n, число молекул газу N і число Авогадро NA: ІІ наслідок закону АвогадроВідношення густини одного газу до густини іншого газу за однакових умовдорівнює відношенню їх молярних або відносних молекулярних мас.Ця величина називається відносна густина одного газу за другим і позначається буквою D.

Відносна густина D – це величина безрозмірна, вона показує, наскільки один газ важче задругий.

Якщо відома відносна густина D, можна визначити молярну масу невідомого газу за відносноюгустиною та молярною масою відомого газу.

1. Основні газові закони

Закон Авогадро та його наслідки є справедливими за нормальних умов, але на практиці

мають справу з газами, що реально перебувають при інших умовах, тому необхідно виконуватипевні перерахунки, щоб привести дані до нормальних умов. Оскільки стан газу характеризуєтьсяйого об’ємом, тиском і температурою, між цими величинами експериментально були встановленівідповідні закони:

І. Ізотермічний закон Бойля-Маріотта (тобто за умов сталої температури) скороченозаписується:

Якщо Т = const, то p1V1 = p2V2, або pV = const;ІІ. Ізобаричний закон Гей-Люссака (за умов сталого тиску):

Якщо р = const, то V1/T1 = V2/T2, або V/T = const;ІІІ. Ізохоричний закон Шарля (за умов сталого об’єму):

Якщо V = const, то p1/T1 = p2/T2, або p/T = const.Усі три закони відносно довільної кількості газу поєднуються в один універсальний газовий

закон, математичний запис якого називається рівнянням Клапейрона:Пізніше це рівняння було модифікавано Менделєєвим, тому одержало назву рівняння

Менделєєва–Клапейрона. Воно містить постійну величину – універсальну газову сталу R :

Приклади розрахункових задач

Приклад 1. За н.у. об’єм газу складає 112 мл. Чому дорівнюють кількість речовини і числомолекул?

Розв’язок:V = 112 мл = 0,112 л,

N = ν ⋅ NA = 0,005 ⋅ 6,02 ⋅ 1023 = 3,01 ⋅ 1021 (молекул).Приклад 2 Газ має відносну густину за гелієм 7. Визначить об’єм (н.у.), кількість речовини,

число молекул, густину за н.у., відносну густину цього газу за газом воднем, якщо газ взятомасою 7 г .

Розв’язок:Встановимо молярну масу газу, та його формулуD = 7. = 7 ⋅ 4 = 28 г/моль.Визначимо кількість речовини, об’єм (н.у.), число молекул та густину газу за відповідними

формулами:

= 0,25 мольV = ν ⋅ VM , де VM =22,4 л/моль; V = 0,25 моль ⋅ 22,4л/моль=5,6 л

N = ν ⋅ NA , де NA = 6,02 ⋅ 1023 N = 0,25 ⋅ 6,02 ⋅ 1023 =1,505 ⋅ 1023молекулρ = M : VM ρ = 28 г/моль : 22,4л/моль = 1,25 г/лDН2(газу)= Мгазу : М(Н2)

DН2(газу)= 28г/моль : 2 г/моль = 14

Будова атома. Періодична система елементів 12

Будова атома. Періодичнасистема елементів

БУДОВА АТОМА. АТОМНЕ ЯДРО. ПРИРОДА ЕЛЕКТРОНА Атом – складна система

Перші моделі атома Ядро атома

Властивості електрона в атоміПрактична частина

БУДОВА АТОМА. АТОМНЕ ЯДРО. ПРИРОДА ЕЛЕКТРОНА

Атом – складна система

Слово атом у буквальному перекладі означає «неподільний». Вперше воно було застосованодавньогрецьким філософом Демокритом (приблизно 300р. до н.е), який вважав атоминайдрібнішими матеріальними частинками, що не піддаються ніякій зовнішній дії та ніколи незмінюються. І хоча завдяки численним науковим дослідженням с тих пір встановлено, що атом єскладною системою, яка містить велику кількість елементарних і субелементарних частинок(більше 300 різновидів), термін атом зберігся, але набув зовсім нових ознак для йогохарактеристики.

Складність будови атома була доведена експериментальними і теоретичними роботамибагатьох науковців. Першою передумовою встановлення подільності атома стали дослідженняелектричного струму. Найяскравішими з них є досліди Фарадея при пропусканні електрики черезрідини та відкриття Круксом невидимих катодних промінів, що прямолінійно розповсюджуютьсяу вакуумі від катода до анода і викликають флюоресценцію (свічення) скла навколо анода.

Виходячи з таких фактів, Стоуні (1874р.) висловив ідею, що електрика складається зелементарних зарядів – електронів, пов’язаних з атомом. Пізніше Томсон (1897р.) обчисливвідношення заряда електрона до його маси і довів, що електрони є складовою частиною атомів.

Електрон – це елементарна частинка з найменшим негативним електричнимзарядом (1,602⋅10-19Кл) и масою, яка дорівнює 9,1095⋅10-28г, що приблизно у 1840разів менша за масу атома Гідрогену.

Вивчення катодного випромінювання допомогло Рентгену (1895р.) відкрити новий видвипромінювання – Х-проміні (або рентгеновські проміні), які мають велику прониклу здатність івикликають флюоресценцію різних речовин

Іншою важливою подією у череді доказів щодо подільності атома вважається відкриттяявища радіоактивності Беккерелем і досліди Кюрі та Склодовської-Кюрі, які встановили, що соліУрану і Торію випромінюють особливі проміні, які призводять до почорніння фотопластинки.Наслідком їх роботи стало відкриття двох нових елементів – Полонію та Радію

Радиоактивністю називається здатність атомів деяких елементів самочинновипромінювати невидимі проміні, які проходять через речовини, викликаютьпочорніння фотопластинок та йонізують повітря.

Перші моделі атома

Експериментальні докази складної природи атома та встановлення його подільностіспонукали вчених до створення теорії – так званої моделі атома, яка була би здатною описативластивості атомів, виходячи з теоретичних обrрунтувань їх будови. Найбільш відомимитеоріями будови атома стали: пудингова модель У.Томсона-Кельвіна (рис. 3.1), модель ХантароНагаока (рис. 3.5), модель Дж.Томсона (рис. 3.6), модель Ленарда (рис. 3.7).

Рис. 3.1 – Модель будови атома У.Томсона-Кельвіна (1902р.),згідно з якою атом – це зосередження позитивно зарядженої матерїї, всередені якої

рівномірно розподілені електрони, подібно родзинкам у пудінгу, тому ця модель і отримала назвупудингової моделі.

Рис. 3.2 – Модель будови атома Х. Нагоака (1904р),відповідно до якої позитивно заряджене ядро атома, яке займає більшу частину об’єму,

уподоблювалося планеті Сатурн, а електрони розташовувалися подібно до супутників Сатурна,утворюючи його кільця.

Рис. 3.3 – Модель будови атома Дж.Томсона (1904р.)Електрони всередені позитивно зарядженої кулі розміщуються в одній площині і утворюють

концентричні кільця. Дж. Томсон запропоновував спосіб визначення кількості електронів в атомі,припустив, що число електронів в атомі безперервно збільшується при переході від елемента до










http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Persones/Nagaoka.html

елемента і вперше спробував зв’язати будову атома з періодичністю властивостей елементів.

Рис. 3.4 – Модель будови атома Ленарда (1904р.),яка заперечувала роздільне існування протилежних зарядів, а припускала, що атом

складається з нейтральних частинок – електричних дуплетів, які містять одночасно іпозитивний і негативний заряди і мають надзвичайно малі розміри, а отже більша частинаатомного об’єму уявляє собою пустоту.

Слід підкреслити що зазначені моделі були виключно гіпотетичними та якісними, тобто не

обrрунтовувалися математичними розрахунками. І т ільки Резерфорд, відшукуючиекспериментальне підтвердження моделі Томсона, зпирався на точні досліди і обчислення.

Рис. 3.5 – Дослід РезерфордаВ камері 1, закріпленій на поворотному диску 2, знаходиться радиоактивний препарат Радію

3, що випромінює альфа-частинки, які бомбардують тонку золоту фольгу 4. Альфа-частинки, щопролітають через фольгу зі швидкістю 10000км/с, відхиляються атомами золота на різні кути іпотрапляють на екран 5, на якому виникають сцинтиляції (вспишки). Кількість вспишокреєструється за допомогою мікроскопу 6. Протягом досліду було зафіксовано більше 100 тисячсцинтиляцій і встановлено, що на кут 180о (тобто у зворотньому напрямку відносно альфа-випромінювання) відображалася тільки одна частинка із 8 тисяч. Дослід підтвердив, що альфа-частинка відштовхується ядром згідно із законом Кулона.

Результатом числених дослідів стала планетарна модель будови атома Резерфорда

(1911р.), яка базується на таких твердженнях:

всередені атома знаходиться позитивно заряджене ядро, радіус якого складає мізернучастину радіусу всього атома;

весь позитивний заряд і майже вся маса атома зосереджені в його ядрі;навколо ядра обертаються негативно заряджені електрони, кількість яких дорівнюєпозитивному заряду ядра.

Досліди Резерфорда дали можливість встановити фундаментальну залежність – закон Мозлі:Заряд ядра атома дорівнює порядковому номеру елемента в Періодичній системі

Менделєєва.Отже, основним наслідком створення перших моделей стало визначення атома як

матеріальної частинки:Атом – електронейтральна система, що складається з позитивно зарядженого ядра

та негативно зарядженої електронної оболонки .

Рис.3.6 – Схема будови атома

Електронейтральність атома забеспечується тим, що заряд ядра і загальний заряд

електронної оболонки є однаковими за величиною, але протилежними за знаками. Радіус атомаприблизно в 100000 разів більший за радіус ядра .

Рис. 3.7 – Розміри атома і ядра

Атом може втратити один чи декілька електронів чи навпаки – захопити чужі електрони. В

таких випадках атом набуває відповідно позитивного чи негативного заряду і стає йоном.


Ядро атома

У центрі атома знаходиться ядро, що складається із нуклонів – субатомних частинок,зв'язаних між собою силами обмінної взаємодії. Субатомні, або ядерні, частинки – протони інейтрони об’єднуються спільною назвою – нуклони (табл.3.1). Оскільки маса електрона у 1836разів менша за масу протона, то зрозуміло, що сукупна маса електронної оболонки є дуженезначною порівняно із масою усього атома, а майже вся маса атома зосереджена в його ядрі.При цьому розміри атомних ядер, навпаки, надзвичайно малі і складають близько 10–15–10–14м.Це зумовлює фантастично велику густину речовини в ядрі – приблизно 1013–1014г/см3. Дляпорівняння: сірниковий коробок, наповнений речовиною такої густини, мав би масу 2,5міліардитон.

Таблиця 3.1 – Субатомні частинки

Частинка Заряд Маса частинки:кг а.о.м.

Протон +1 1,67·10– 27 1,00728Нейтрон 0 1,67·10–27 1,00867Електрон – 1 9,11·10–31 0,000549

Протон (позначається так: ) – це елементарна субатомна частинка, яка фактично є ядроматома Протію (ізотоп Гідрогену 1Н), тому маса протона дорівнює 1 а.о.м., а заряд +1. Загальнакількість протонів – так зване протонне число Z – визначає заряд ядра атома, відповідаєпорядковому номеру елемента в Періодичній системі та співпадає з кількістю електронів наелектронній оболонці атома.

Крім протона, до складу атомних ядер (за виключенням ізотопу Протію 1Н) входять нейтрони

(позначаються ), які не мають заряду, а за масою майже не відрізняються від протонів(табл.3.1). Загальна кількість нейтронів називається нейтронним числом N.

Маса атома складається із суми мас всіх елементарних частинок: протонів, нейтронів,електронів. Однак беручи до уваги мізерну масу електрона, нею при розрахунках нехтують. Сумупротонного Z і нейтронного N чисел називають масовим числом А:

А = Z+N.В ядрі відбувається взаємне перетворення «протон↔нейтрон» за рахунок випускання та

поглинання нуклонами особливих частинок π-мезонів.Приклад 3.1. Визначити кількість протонів, нейтронів і електронів в атомі елемента №11 у

Періодичній системі елементів.Розв’язок. Елементом з порядковим номером 11 є натрій Na.

11NaAr = 22,99Натрій

1. Кількість протонів Z і електронів ( ) відповідає номеру елемента і дорівнює 11. Длявизначення кількості нейтронів N необхідно від округленої відносної атомної масиелемента відняти кількість протонів.

2. Ar (Na) = 22,99 ≈ 23 а.о.м. Кількість нейтронів N = А – Z = 23 – 11 = 12.3. Відповідь: Z = 11; N =12; = 11.

У природі атоми одного і того ж елемента можуть мати різні масові числа. Ядра таких атомів

містять однакове число протонів, але різну кількість нейтронів – їх називають ізотопи. Отже,ізотопи – вид атомів одного елемента з однаковим зарядом ядра, зумовленим

однаковою кількістю протонів, та різною масою за рахунок різної кількості нейтронів.У теперешній час відомо понад 1000 різних ізотопів. Ізотопи як правило позначають символом

елемента з двома числами: знизу зліва – порядковий номер елемента (заряд ядра), угорі зліва –масове число (рис.3.11). До винятків належать ізотопи Гидрогену, кожний з яких має власнуназву. Найпоширенішим (99,9%) є ізотоп Протій, що не містить нейтронів, а його ядроскладається всього лише з одного протону. Дейтерій (0,02%) – другий ізотоп Гідрогену міститьв ядрі один протон і один нейтрон. Тритій – ізотоп Гідрогену має два нейтрони і один протон.

Аналогічна форма запису поширюється й на інші елементарні частинки: β-проміні, які уявляєтьсобою потік електронів і мають мізерно малу масу (їм приписують масове число, що дорівнює А =

0), тому їх позначають символом . Альфа-частинки (позитивні двохзарядні ядра Гелію)

позначають символом , а нейтрон і протон, як вже згадувалося – відповідно символами і

. Слід зазначити, що види атомів, які відрізняються чи масовим (А), чи протонним (Z) числом,

чим тим та іншим одночасно часто називають нуклідами. Отже, ізотопи – це нукліди з різнимзначенням А, але однаковим Z на відміну від ізобарів (Див. розд. 1.3), які мають однакові А,однак різні Z.

З огляду на ізотопний склад випливає, що атомна маса елемента – це середнє значеннямасових чисел його ізотопів з урахуванням масової частки кожного ізотопа в земній корі (див.Розд. 1.3). Ізотопи одного елемента займають одне місце в Періодичній системі Д.І. Менделєєва.

Елемент – це сукупність ізотопів з однаковим зарядом ядра і, отже, з однаковимпорядковим номером.

Існують стабільні і радіоактивні ізотопи. Стабільними вважаються ізотопи, ядра яких нерозпадаються протягом дуже довгого часу, сумірного з існуванням Землі (близько 10 млрд.років). Радіоактивними називаються ізотопи, у результаті розпаду яких утворюються спочаткуінші радіоактивні ізотопи з меншим масовим числом, а потім – і стабільні елементи.

Усі відомі елементи і штучні ізотопи можуть бути тим чи іншим шляхом перетворені в ізотописусідніх елементів внаслідок ядерних реакцій, при яких змінюється склад атомних ядер. Першуядерну реакцію здійснив Резерфорд (1919р.) у дослідах по знаходженню протона у продуктахрозпаду атомних ядер. При бомбардуванні атомів Нітрогену α-частинками (тобто ядрами атомівГелію) проходила ядерна реакція за схемою:

З наведеного рівняння видно, що під час ядерних реакцій не тільки не змінюється сума масовихчисел зліва і справа (14+4=17+1), але й витримується принцип рівності зарядів (7+2=8+1).Таким чином, при складанні рівнянь ядерних реакцій слід пам’ятати, що сума масових чисел(цифри, що стоять угорі зліва від символів атомних елементів) вихідних речовин повиннадорівнювати сумі масових чисел продуктів. Одночасно алгебраїчні суми зарядів (цифри внизузліва поруч із символами) у лівій і правій частинах рівняння теж повинні бути однаковими.

Приклад 3.2. Ізотоп елемента №101 – Менделєєвію-256 одержали при бомбардуванні α-частинками атромних ядер Ейнштейнію-253. Скласти рівняння відповідної ядерної реакції тазаписити його у скороченій формі.

Розв’язок. Оскільки за допомогою ядерних реакцій з атомів одних елементів отримуютьізотопи інших, зазначену ядерну реакцію можна виразити рівнянням:

25399Es + 42He � 256101Md +10n.У скороченній формі рівняння ядерної реакції спочатку записують символ ізотопу, який


піддають бомбардуванню, на кінці – символ ізотопа, що утворюється, не зазначаючи їх заряди.Між ними у дужках вказують частинку, якою бомбардують вихідний ізотоп, а потім через кому –частинку, що утворюється:

253Es (α,n) 256MdПри цому слід взяти до уваги, що у скороченній формі рівняння ядерної реакції частинки 42He,

11H, 21D, 10n позначають відповідно через α, p, d, n.Радіоактивні ізотопи отримані для всіх хімічних елементів. Для їх добування використовують

частинки високих енергій, які створюються у спеціальних прискорювачах – циклотронах.Радіоактивні та стабільні ізотопи мають однакові хімічні властивості. Синтез нових елементів звеликими порядковими номерами – одна з проблем сучасної ядерної фізики. Під час ядернихреакцій виділяється велика кількість енергії. Наприклад, при самочинному розпаді Урану масоюусього 1г за схемою

23592 U�9236Kr + 14156Ba+2 10nвиділяється понад 83млн кДж енергії. Це еквівалентно теплоті згоряння 2млн. кг

високоякісного вугілля.Ядерна реакція може відбуватися при зіткненні ядер елементів з нейтронами. Так при

бомбардуванні нейтроном ядер Урану-235 вивільнюється два чи три нових нейтрони, якіпопадають на ядра інших атомів Урану і спричиняють їх розділення:

На цьому етапі утворюється вже від 4 до 9 нових нейтронів, здатних викликати нові розпадиядер Урану – такий лавиноподібний процес називається ланцюговою ядерною реакцією .

Рис. 3.8 – Схема розвитку цепної реакції Урану-235

Таким чином, заряд ядра може змінюватися тільки при протіканні ядерних процесів, а при

хімічних реакціях він залишається незмінним, але електронна оболонка піддаєтьсяперегрупуванню.

Властивості електрона в атоміФізичні та хімічні властивості сполук, у тому числі й їх реакційна здатність, зумовлюються упершу чергу електронними оболонками атомів. Тому для розуміння сутності хімічних перетвореньнеобхідно досконало уявляти природу електрона і електронну структуру атомів. Розглянутіраніше (див. Розд. 3.1-3.2) спроби науковців пояснити ці аспекти базувалися на законахкласичної фізики, які є справедливими для об’єктів макросвіту, однак не виконується, колийдеться про об’єкти мікросвіту – елементарні частинки. Особливу увагу привертав електрон,який поводив себе як матеріальна частинка, а інколи виявляв сугубо хвильові властивості(інтерференція, дифракція). Зрозуміло, що для пояснення цих властивостей був необхіднийякісно інший підхід, який почав розвиватися на початку ХХст. і поступово сформувався у сучаснунауку – квантову механіку, що rрунтується на зовсім нових поглядах на природу мікросвіту.

У 1913р. Н.Бор спробував обґрунтувати планетарну модель атома, запропоновануРезерфордом, з урахуванням квантової природи випромінювання. Він розглядав електрон якчастинку з визначеною масою і визначеним зарядом, що рухається навколо ядра по виключноколових траєкторіях .

Рис. 3.9 – Схематичне зображення будови електронної облонки атома згідно з моделлю Бора Бор висунув наступні бездоказові положення – постулати.


1. Електрон при обертанні навколо ядра може рухатися тільки по колових визначенихорбітах без випромінювання чи поглинання енергії. Ці орбіти були названі стаціонарними,або борівськими. Радіус орбіти r і швидкість електрона v пов’язані квантовимспіввідношення Бора

mvr = nh/2π,де m – маса електрона; n – номер орбіти; h –стала Планка (h = 6,626 ⋅ 10-34 Дж ⋅с). Бор

обчислив радіуси стаціонарних орбіт і встановив, що вони співвідносяться між собою якквадрати їх номерів (r1 : r2 : r3 : … : rn=12 : 22 : 32 : … : n2), а швидкості електрона настаціонарних орбітах оберненопропорційні номерам орбіт (v1 : v2 : v3 : … vn ~ 1/1 : ½ : 1/3 : … :1/n).

2. Електрон здатний переходити з однієї стаціонарної орбіти на іншу, що супроводжуєтьсяпоглинанням чи випромінюванням енергії у вигляді кванта електромагнітноговипромінювання, енергія якого визначається різницею енергій атома у вихідному Е1 ікінцевому Е2 станах: Е = Е2 – Е1.

Стан електрона, в якому енергія електронів найменша, називають основним, або нормальним. Уцьому стані електрон найміцніше зв’язаний з ядром, тому атом у такому енергетично вигідномустані може знаходитись тривалий час. Для переведення електрона на більш віддалену орбітунеобхідно витрати певну енергію, щоб подалати його притягування до позитивно зарядженогоядра. Цей процес супроводжується поглинанням кванта енергії, внаслідок чого енергія атомазростає і він переходить у збуджений стан. Збудження може відбуватися при нагріванні,поглинанні світлової енергії тощо. В збудженому стані атом перебуває дуже короткий час,наприклад, термін існування атома Гідрогену в збудженому стані не перевищує 10– 8 сек.

Теорія Бора щодо будови атома Гідрогену виявилася наочною та зручною. Вона пояснилабагато експериментальних фактів (наприклад, лінійчасту природу атомних спектрів якрезультат переходу електрона з однієї стаціонарну орбіту на іншу), а також надалатеоретичних основ, щоб передбачити невідомі на той час спектральні лінії водню вультрафіолетовій та інфрачервоній областях спектра. Однак у той же самий час теорія Бора небула позбавлена внутрішніх протиріч, головним з яких вважається застосування законівкласичної фізики для об’єктів мікросвіту, які підлягають зовсім іншим законам.

Згадане протиріччя усунув Де Бройль (1924р.), припустивши наявність у електрона хвильовихвластивостей, однозначно пов’язаних з його масою та енергією. Де Бройль вважав, що рухуелектрона відповідає деяка хвиля матерії λБ подібно до того, як руху світлового квантавідповідає світлова хвиля. З таких позицій пояснювалися квантові умови постулатів Бора: згеометричних міркувань хвиля, що рухається навколо ядра може бути тільки стаціонарноюхвилею, а довжина хвилі повинна бути кратною цілому числу напівхвиль .

Рис. 3.10 – Хвилі Де Бройля для електрона з номерами орбіт n = 2,3 і 4 Отже, за Де Бройлем, електрон в атомі має двоїсту природу: подібно до будь-якої частинки

(тобто корпускули) він характеризується певною масою m і швидкістю v, але у той же час прирусі виявляє і властивості хвилі (довжина хвилі λ, частота коливань). Ця залежність називаєтьсякорпускулярно-хвильовим дуалізмом електрона і виражається рівнянням Де Бройля:

λ = h/ m v.Порівняння хвильових (λ) і корпускулярних (m) властивостей електрона (λ:m = 0,332⋅10-

9:9,1095⋅10-31~ 3,7⋅1020) свідчить о значній (приблизно ~ 20 порядків) перевазі його хвильовихвластивостей над корпускулярними. Саме на цьому базується принцип невизначенностіГейзенберга (1927р.):

Неможливо одночасно і точно встановити положення електрона в атомі (тобто йогокоординати) і швидкість, або імпульс.

Математичний вираз принципу невизначенности має вигляд:�хΔр ≥ h/2π, або ΔхΔv ≥ h/2πm,де Δх, Δр, Δv – відповідно невизначенності у координаті, імпульсі та швидкості. З принципа

невизначенності випливає: чим точніше встановлена координата (тобто положення) електронав атомі, тим більшою буде похибка при знаходженні його швидкості (імпульсу). Наприклад,розраховано, якщо координата електрона обчислена з точністю до 10-12м, то невизначенність ушвидкості складатиме 58000000 м/с (при середній швидкості електрона 2,187⋅106 м/с).

З огляду на корпускулярно-хвильову двоїстіть природи електрона в атомі квантова механіказамінила борівський термін «стаціонарна орбіта», під яким розуміється певна і цілком визначенатраекторія руху електрона навколо ядра, сурово математичним поняттям «орбіталь», якехарактеризує лише імовірність перебування електрона у той чи іншій точці атомного простору.Іноді поряд з цим використовують поняття «електронна хмара», розуміюючи її як фізичнумодель математичного поняття «орбіталь».

Орбіталь – простір навколо ядра, в якому перебування електрона є найбільшімовірним.

Електронна хмара – простір навколо ядра, електронна густина в якому пропорційнаімовірності перебування в ньому електрона.

Практична частина

Приклад 3.3. Визначити кількість протонів, нейтронів, електронів в атомі елемента №31Періодичної системи елементів.

Розв’язок. Елемент № 31 – це Галій Ga.31

GaAr = 69,72галій

Кількість протонів Z і електронів ( ) відповідає номеру елемента =_____________Для визначення кількості нейтронів (нейтронного числа) N необхідно від масового числа А

(округленого значення відносної атомної маси елемента) відняти кількість протонів.Відносна атомна маса Ar (Ga) = 69,72а.о.м. Масове число А ≈ _______ .Кількість нейтронів (нейтронне число N) = __________________________ .Відповідь: __________________________________________________


Приклад 3.4. Визначити відносну атомну масу елемента Сульфуру, якщо відомо, що у

природі зустрічаються два його ізотопи: 3216S з масовою часткою 94%, i 3316S з масовоючасткою 6%.

Розв’язок. Відносна атомна маса елемента ураховує поширенність у природі його ізотопів таїх масові числа

Аr (елемента) = ω1 ⋅ А1+ ω2 ⋅ А2 + ... + ωn ⋅ Аn...,де значення ω береться не у відсотках, а в частках одиниці.Тоді відносна атомна маса елемента Сульфуру:Аr (S) = 32⋅____ + 33 ⋅_______= __________ а.о.м.Відповідь: ___________________________ Приклад 3.5. Визначити відсотковий вміст ізотопів елемента Натрію, якщо відомо, що у

природі зустрічаються два його ізотопи: 2211Na i 2311Na, а середня відносна атомна маса Натрію= 22,99 а.о.м.

Розв’язок. Позначимо ω(2211Na) = х, тоді ω(2311Na) = (1 – х). Підставимо невідомі у вираз длярозрахунку відносної атомної маси:

Аr (Na) = 22⋅ x + 23 ⋅(1 – x) = 22,99 а.о.м.Розв’язуємо рівняння відносно х.х=__________________, (1 – x) = ______________ .Помноживши одержані величини на 100%, маємо відсотковий зміст ізотопів елемента Натрію. Відповідь:ω(2211Na) _______%, ω(2311Na) _______% Приклад 3.6. Визначити елемент, приблизне значення відносної атомної маси якого

дорівнює Аr (елемента) = 56а.о.м. Визначити протонне і нейтронне число, а також кількістьелектронів в атомі даного елемента.

Розв’язок. Згідно із Періодичною таблицею Менделєєва елемент, що має відносну атомнумасу Аr =56а.о.м., – це Ферум Fe.

Протонне число Z=_________ .Кількість електронів ( ) дорівнює Z і відповідає номеру елемента =_____________ .Кількість нейтронів – нейтронне число N =___________________________________ .Відповідь:__________________________________________________

ЕЛЕКТРОННА ОБОЛОНКА. ЕЛЕКТРОННІ СТРУКТУРИ АТОМІВАтомні орбіталі

Правила заповнення електронами атомних орбіталей1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s ≈ 4f ≈5d<6p<7s ≈5f ≈6d<7p

Складання електронних формул і електронно-графічних схемПрактична частина.


Другий наслідок принципу Паулі, Перший наслідок принципу Паулі, Правило Хунда,Принцип Паулі, Принцип найменшої енергії, Третій наслідок принципу Паулі

ЕЛЕКТРОННА ОБОЛОНКА. ЕЛЕКТРОННІ СТРУКТУРИАТОМІВ

Атомні орбіталі

Відповідно до сучасної квантово-механічної теорії атомні орбіталь і стан електрона в атоміхарактеризується відповідно до певних законів з урахуванням двоїстої природи електрона ватомі. З цих законів випливає, що електрони в атомі розміщені шарами, які розташовані на певнійвідстані від ядра і один від одного. Електронні шари називають також енергетичними рівнями.

Загальна кількість енергетичних рівнів у атомі елемента відповідає номеру періода,в якому знаходиться елемент у Періодичній системі.

Так у елементів першого періоду існує лише один енергетичний рівень (позначається цифрою1), у елементів другого періоду – два рівня (1 і 2), у елементів третього періоду – три рівня (1,2 і3) і т.і.

Енергетичні рівні у свою чергу розщеплюються на енергетичні підрівні, які відрізняються одинвід одного енергією зв’язку з ядром.

Кількість енергетичних підрівнів на одному енергетичному рівні дорівнює номеруцього енергетичного рівня.

Отже, на першому електронному шарі існує тільки один підрівень (позначається 1s), надругому – два підрівня (2s і 2p), на третьому – три (3s, 3p, 3d), на четвертому – чотири (4s, 4p,4d, 4f).

Енергетичні підрівні поділяються на орбіталі, кожна з яких характеризується власним запасоменергії, який визначає загальну відстань від ядра, орієнтацію у просторі, а отже, й формуорбіталі (рис. 4.1, 4.2, 4.3, 4.4).

















Графічно орбіталі зображують у вигляді квантових (або енергетичних) комірок. Кожна

енергетична комірка має форму невеличкого квадрата. Кількість квантових комірок,зображених разом, відповідають кількості орбіталей на одному енергетичному підрівні:

Одна орбіталь на s-підрівні

Три орбіталі на p-підрівні

П’ять орбіталей на d-підрівні Сім орбіталей на f-підрівні

Правила заповнення електронами атомних орбіталей

Заповнення електронами енергетичних рівнів відбувається згідно з відповідними законами, асаме: принципом найменшої енергії, принципом Паулі, правилом Хунда.

Принцип найменшої енергії:Електрони в атомі займають ту вільну орбіталь, енергія якої мінімальна, а тому

енергетичні рівні та підрівні заповнюються електронами у напрямку зростання їхенергій.

Послідовність зростання енергії на енергетичних підрівнях називається шкалою енергії, якуможна виразити у вигляді послідовності квантових комірок (рис. 4.5) чи енергетичних підрівнів:


1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s ≈ 4f ≈5d<6p<7s ≈5f ≈6d<7p

Принцип Паулі:В атомі не може бути двох чи більше електронів, властивості яких були б однакові.З принципа Паулі випливає декілька наслідків, які спираються на квантовомеханічні уявлення

про будову атома. Зважаючи на їх складність, розглянемо лише спрощене тлумачення цихнаслідків.

Перший наслідок принципу Паулі формулюється так:На одній орбіталі може максимально розміститися тільки два електрони.Електрони, що розміщуються на одній орбіталі, називаються спареними і графічно

позначаються за допомогою двох протилежно напрямлених стрілок: ↑↑. Якщо на орбіталіперебуває тільки один електрон, то його називають неспареним і позначають однією стрілкою:↓.

Другий наслідок принципу Паулі:Найбільша кількість електронів на s-підрівні будь-якого енергетичного рівня

дорівнює 2, на р-підрівні – 6, на d-підрівні – 10, на f-підрівні - 14.Третій наслідок принципу Паулі:На одному енергетичному рівні може максимально знаходитися 2n2 електронів, де

n – номер рівня.Отже, на першому рівні (n = 2) найбільша кількість електронів дорівнює 2n2 = 2.12=2, на

другому рівні – 2n2 = 2.22=8 вісім, на третьому – 2n2 = 2.32=18 і т.д.Крім того, з принципу Паулі випливає ще одне положення: на зовнішньому рівні атома не може

знаходитися більше, ніж вісім електронів.Таким чином, принцип Паулі визначає максимальну ємність рівнів, підрівнів і орбіталей. Правило Хунда:Найбільш стійкому стану атома відповідає найбільша кількість неспарених

електронів у межах одного енергетичного підрівня.З цього випливає, що на одному енергетичному підрівні спочатку кожний електрон займає

вільну орбіталь і т ільки після того, як всі орбіталі стануть напівзаселеними, абонапівзабудованими (тобто такими, що містять по одному електрону), наступний електронпоступає вже на напівзаселену орбіталь. Наприклад, три електрони на одному р-підрівнірозміщуються на трьох різних орбіталях, що забезпечує енергетично вигідніший стан усьогоатома:

Складання електронних формул і електронно-графічних схем

Розподіл електронів в атомі на енергетичних рівнях і підрівнях зображують за допомогоюелектронних формул та електронно-графічних схем. В електронних формулах цифрами вказуютьномер енергетичного рівня, на якому розташовані електрони, латинськими буквами –енергетичні підрівні, а цифри справа вгорі над буквами – кількість електронів на даному підрівні.Наприклад, умовний запис 5d4 означає, що на d-підрівні п’ятого рівня міститься чотириелектрони.

Електронно-графічні схеми показують розподілення електронів по орбіталях за допомогоюквантових комірок. При складанні електронно-графічних схем використовують такі позначення:одна клітинка – орбіталь, стрілка – електрон.

Приклад 4.1. Що означає умовний запис 4f7?Розв’язок. Цифра 4 перед латинською буквою вказує на четвертий енергетичний рівень,

буква f – на позначення енергетичного підрівня, а цифра 7 угорі справа – на кількістьелектронів, що містяться на f-підрівні.

Приклад 4.2. Скласти електронні та електронно-графічні формули атомів елементів зпорядковими номерами 1, 2 і 3.

Розв’язок. Порядковий номер 1 у періодичній таблиці належить елементу Гідрогену іодночасно визначає заряд ядра атома +1. Зважаючи на те, що атом є електронейтральноюсистемою, він містить таку ж кількість електронів на електронній облонці. Оскільки Нрозташований у першому періоді, в атомі є лише один електронний шар, який складаєтьсятільки з однієї орбіталі – s. Тоді електронна формула атома Гідрогена має вигляд 1s1, аелектронно-графічна схема – це клітинки з однією стрілкою:

1s

В атомі наступного елемента Гелію Не з порядковим номером 2 є два електрони.Знаходження Не у першому періоді вказує на один електронний шар, тому електронна формула– 1s2, а електронно-графічна схема уявляє собою квантову комірку з двома антипаралельнимистрілками:1s

В атомах елемента з порядковим номером 3 Літію три електрони розміщуються на двох

енергетичних рівнях, оскільки Li знаходиться у другому періоді. На s-орбіталі першого рівнямістяться два електрони, а третій електрон займає s-орбіталі на другому енергетичному рівні,залишаючи три р-орбіталі незаповненими. Отже електронна формула атома Літію 1s22s1.2 1s p

Як видно з розглянутих електронних формул, в атомах елементів Н, Не і Li формуючийелектрон знаходиться на s-підрівні. Залежно від того, на якому підрівні перебуває формуючийелектрон, всі елементи поділяються на електронні родини.

Елементи, в атомах яких формуючий електрон забудовує s-орбіталі зовнішньогоенергетичного рівня, називаються s-елементами. Сукупність s-елементів складає електроннуs-родину.

Літій, Гідроген, Гелій – це s-елементи, оскільки забудова електронних оболонок в їх атомахзакінчується останнім електроном на s-орбіталі зовнішнього енергетичного рівня.

Елементи, в атомах яких формуючий електрон забудовує р-орбіталь зовнішньогоенергетичного рівня, називаються р-елементами і утворюють електронну р-родину.

Як приклад р-елемента розглянемо будову електронної оболонки атома Oксигену О.Порядковий номер елемента 8 свідчить про наявність в атомі О восьми електронів,розташованих на двох енергетичних рівнях, тому що Оксиген знаходиться у другому періоді.Отже, на s-орбіталі першого електронного шару міститься два електрони, а решта – на s- і р-орбіталях другого електронного шару. Тоді електронна формула і електронно-графічна схемаатома О мають вигляд: 1s22s22р4 ,21 s p


Приклад 4.3. Скласти електронну формулу атома хімічного елементу з порядковим номером

25 і електронно-графічну схему двох зовнішніх енергетичних рівнів. Визначити, до якоїелектронної родини належить цей хімічний елемент.

Розв’язок. Оскільки згідно із законом Мозлі порядковий номер 25 вказує, що число протонів вядрі його атома дорівнює 25, тому і число електронів навколо ядра теж становить 25.Враховуючи правила послідовності заповнення електронами енергетичних підрівнів, складаємоелектронну формулу атома хімічного елемента: 1s22s22p63s23p64s23d5. Два зовнішні енергетичнірівня – це третій та четвертий. З урахуванням правила Хунда складаємо для них електронно-графічну схему:… .

Відповідно до шкали енергії спочатку проходить заповнення електронами 4s-, а потім – 3d-підрівня, отже, формуючий електрон знаходиться на d-підрівні, що й визначає належністьданого елемента до d-електронної родини.

Елементи, в атомах яких формуючий електрон забудовує d-орбіталь другого іззовніенергетичного рівня, називаються d-елементами і утворюють електронну d-родину. Якщоформуючий електрон в атомі знаходиться на f-підрівні третього іззовні енергетичного рівня, тотакий елемент належить до f-електронної родини.

Приклад 4.4. Складіть електронну формулу і електронно-графічну схему двох зовнішніх

енергетичних рівнів для таких частинок: а) атома ; б) йона ; в) йона . Які з наведенихчастинок є ізоелектронними?

Розв’язок. а) Порядковий номер елемента Аргона дорівнює 18, отже атом містить 18

електронів і має електронну формулу , а електронно-графічна схема двохзовнішніх енергетичних рівнів атома Аргона має тактй вигляд:…б) Порядковий номер хімічного елемента Сульфуру 16, тому електронна формула атома Sскладається із 16 електронів: 1s22s22p63s23p4. Однак заряд йона Сульфуру(-2) показує, що має на два електрони більше, ніж атом Сульфуру, тому число електронів в йоні дорівнює 18.Завдяки однаковій кількості електронів у йона і у атома їх електронні формули (

) і електронно-графічні схеми двох зовнішніх енергетичних рівнів співпадають:…

З порівняння електронних конфігурацій випливає, що атом і йон є ізоелектроннимичастинками;

в) Порядковий номер хімічного елемента Калію 19, тому атом Калію містить 19 електронів, айон має на один електрон менше, отже число електронів в йоні дорівнює 18. Таким

чином, йон має таку електронну формулу: і таку електронно-графічнусхему двох зовнішніх енергетичних рівнів:…

і є частинкою, ізоелектронною атому і йону . В усіх наведених прикладах розглядаються електронні структури атомів в основному стані.

Однак за певних умов (опромінювання, температурний вплив тощо) атоми можуть переходити узбуджений стан. Найчастіше збуджений стан атома виявляється збільшенням кількостейнеспарених електронів за рахунок розпаровування спарених електронів, але інколи (особливопри утворенні комплексних сполук), навпаки, зустрічається протилежне явище – неспареніелектрони спарюються при переході атома у збуджений стан. Наприклад незбуджений атомКарбону в основному стані має таку будову електронних шарів:2 1 p sПри переході атома С у збуджений стан відбувається розпаровування пари електронів, щомістяться на 2s-орбіталі. При цоьму один з електронів перескакує на вільну 2р-орбіталь, завдякичому утворюються чотири неспарених електрона на зовнішньому електронному шарі:

21 p sЗбуджений стан атома позначається за допомогою зірочки угорі справа від символу елемента.Наприклад, позначення збудженого стану атома Карбону є таким: С*.

Практична частина.Приклад 4.5. Розмістіть електрони по квантових комірках для атома деякого елемента зтакою конфігурацією зовнішнього електронного шару: 3s23p4.

Розв’язок. Відповідно до правила Хунда на 3s-підрівні розміщуються два спарені дваелектрони, а три орбіталі 3р-підрівня заповнюються спочатку по одному електрону і т ількипісля цього четвертий електрон займає вже напівзабудовану орбіталь:

… .Приклад 4.6. Зазначте кількість енергетичних рівнів в атомі елемента з порядковим номером14. Скільки електронів знаходиться на останньому енергетичному рівні? Скільки електроннихпар і неспарених електронів міститься на зовнішньому енергетичному рівні в незбудженомуатомі цього елемента? До якої електронної родини належиь цей елемент?

Розв’язок. Атом хімічного елемента з порядковим номером 14 має 14 електронів, які згідно зпринципом найменшої енергії та енергетичною шкалою записуються такою електронноюформулою: 1s22s22p63s23p2. З формули видно, що електрони в атомі розподіляються по трьохенергетичних рівнях, при цьому зовнішнім рівнем є третій. Для визначення кількості електроннихпар і неспареих електронів на зовнішньому енергетичному рівні необхідно скласти електронно-графічну схему, яка має вигляд:

3 21 р s

Як випливає з наведеної електронно-графічної схеми, в атомі на останньому шарі знаходятьсячотири електрони, з яких два складають одну електронну пару, а інші два є неспареними.Формуючий електрон міститься на зовнішньому р-підрівні, тому елемент з порядковим номером

ТЕМА 5 22

14 належить до р-електронної родини.

ТЕМА 5

5.1 Періодичний закон5.2 Структура періодичної системи і електронні конфігурації атомів

5.3 Періодичність змінювання властивостей хімічних елементівУсі властивості елементів, які визначаються електронною оболонкою атома,закономірно змінюються у періодах і групах періодичної системи. Але оскільки у рядуелементів-аналогів електронні структури не абсолютно тотожні, а лише виявляютьперіодичне повторення однакових електронних конфігурацій зовнішньогоелектронного шару в атомах елементів, то при переході від одного елемента доіншого у підгрупах спостерігається їх більш менш чітко виражене закономірнезмінення і. Це є причиною не тільки подібності хімічних і фізичних властивостейелементів та їх сполук (температури плавлення, кипіння, густина тощо), а ще йпевної закономірності у зміненні таких важливіших характеристик елементів, якенергія йонізації, спорідненність до електрона, електронегативність, атомні та йоннірадіуси.

5.4 Характер змінювання властивостей оксидів і гідроксидів5.4 Значення періодичного закону

Тема 5 «ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНАСИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ Д.І.МЕНДЕЛЄЄВА»

5.1 Періодичний законАналізуючи дані про внутрішній зв’язок між групами подібних за властивостями речовин,Д.І.Менделєєв дійшов до висновку, що хімічні і фізичні властивості повинні зумовлюватисяякимись фундаментальними загальними характеристиками хімічного елементу. Такоюфундаментальною характеристикою Д.І.Менделєєв обрав атомну масу елементу і вивів стислеформулювання періодичного закону (1869 р.):

властивості простих тіл, а також форми і властивості їх сполук перебувають у періодичнійзалежності від їх атомної ваги.

У роботі над періодичним законом Д.І.Менделєєв керувався таким підходом:

в основу класифікації поклав атомну масу елемента;розташував елементи у порядку збільшення їх атомних мас;надав кожному елементу порядкового номера;порівняв властивості елементів та їх сполук.

Заслуга Менделєєва полягає в тому, що він зрозумів виявлену залежність як об’єктивнузакономірність природи, чого не змогли зробити його попередники. Д.І.Менделєєв вважав, що вперіодичній залежності від атомної маси перебувають склад сполук, їх хімічні властивості,температури кипіння і плавлення, будова кристалів тощо. Глибоке розуміння суті періодичноїзалежності дало Менделєєву змогу зробити кілька важливих висновків і передбачень.

По-перше, із відомих на той час 63 елементів Менделєєв змінив атомні маси майже у 20елементів. Так, Берилій, який вважався на той час тривалентним, Менделєєв відніс додвовалентних елементів і виправив його атомну масу з 13,7 на 9,4. Валентність Індію він,напроти, змінив з двох на три, що дало змогу виправити його атомну масу з 75,4 на 113,1.Сучасні значення атомних мас Берилію (9,01) та Індію (114,8) близькі до запропонованихМенделєєвим величин.

По-друге, Менделєєв передбачив існування близько 11 нових елементів і залишив для нихмісце в періодичній системі. Три з них, а саме екабор, екаалюміній і екасиліцій були описанідосить докладно і з дивовижною точністю. Це тріумфально підтвердилося протягомп’ятнадцяти років, коли були відкриті елементи Галій (екаалюміній), Скандій (екабор) і Германій(екасиліцій).

Як графічне втілення періодичного закону Д.І. Менделєєв запропонував періодичну систему,де розмістив хімічні елементи у порядку зростання їх атомної ваги. Однак у таблиці буловиявлено ряд «порушень» у послідовності розміщення хімічних елементів: деякі елементи збільшою атомною вагою розміщувалися перед елементами з меншою атомною вагою (Аргонперед Калієм, Кобалт перед Ніколом, Телур перед Йодом). Такі «порушення» з’язувалися післявідкриття явища ізотопії. Наприклад, вміст у природі більш важкого ізотопу Аргону є вищим, ніжвміст у природі менш важкого ізотопу Калію, проте заряд ядра атома Аргону менший, ніж зарядядра атома Калію, тому в періодичній системі Калій розмішений після Аргону. Стало зрозумілим,що атомна вага елементів не може бути абсолютною характеристикою елемента. Вивченнябудови атомів показало, що найважливішою константою будь-якого елемента є заряд йогоатомного ядра. Беручи до уваги відкриття Мозлі відносно порядкового номера елемента, якийдорівнює заряду ядра, сучасне формулювання періодичного закону набуло такоговигляду:

Властивості простих речовин, а також форми і властивості сполук елементівперебувають у періодичній залежності від величини зарядів їх атомних ядер або відпорядкового номера в періодичній системі.

5.2 Структура періодичної системи і електронні конфігурації атомівІснує велика кількість варіантів періодичної системи, але найбільш зручними для застосування єкоротка та довга її форми. У періодичній системі всі елементи розміщені послідовно у порядкузростання заряду ядра атома. При цьому, кожний елемент займає певну клітинку, в якійзазначено його символ і назву, порядковий номер, відносну атомну масу, а для радіоактивнихелементів у квадратних дужках наведено масове число найбільш стабільного або доступногоізотопу.

Основними структурними одиницями періодичної системи є періоди і групи – природнісукупності, на які поділяються хімічні елементи за електронними структурами.

Період – це горизонтальна послідовність елементів, в атомах яких електронизаповнюють однакову кількість енергетичних рівнів.

Номер періоду збігається з номером зовнішнього енергетичного рівня. Наприклад, елементКалій (4s1) знаходиться у четвертому періоді, тобто його атом має чотири енергетичні рівні, авалентний електрон перебуває на зовнішньому, четвертому рівні.

Перші три періоди називаються малими, а елементи другого і третього періодів – ще йтиповими. Усі інші періоди, включаючи і сьомий, незавершений називаються великими.

Усі періоди, крім першого, починаються з лужних металів (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) і закінчуються, за

ТЕМА 5 23










винятком незавершеного сьомого, інертними елементами (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Лужні металимають однакову зовнішню електронну конфігурацію ns1, де n – номер періоду. Інертні елементи,крім Гелію (1s2), теж мають однакову будову зовнішнього електронного шару: ns2np6.

У перших трьох періодах із збільшенням заряду ядра відбувається заповнення електронамизовнішнього енергетичного рівня, номер якого збігається з номером періоду в періодичнійсистемі.

Перший період складається з двох елементів. У атома Гідрогену один електрон розміщуєтьсяна єдиній орбіталі s-підрівня першого енергетичного рівня (n=1). Електронна формула воднюзаписується:

1Н 1s1

Відповідно до принципу Паулі на s-орбіталі може знаходитись два електрони зантипаралельними спінами, тому електронна формула атома Гелію має такий вигляд:

2Не 1s2

Завдяки такому розміщенню електронів утворюється стійка конфігурація, яка визначаєхімічну інертність Гелію. У атома Гелію завершується забудова найближчого до ядра рівня.

У елементів другого періоду відбувається забудова другого рівня (n=2): спочаткузаповнюється 2s-орбіталь, а потім послідовно три р-орбіталі. Для спрощення на електроннихсхемах зазначаються лише неповністю заповнені енергетичні рівні:

Третій період, в якому проходить забудова третього рівня (n=3), так, як і другий, міститьвісім елементів: два s-елементи (Na, Mg) і шість р-елементів (Al, Si, P, S, Cl, Ar), причомуконфігурація зовнішнього енергетичного рівня відповідних елементів другого і третьогоперіодів аналогічна. Таким чином, у елементів третього періоду залишається вільним 3d-підрівень.

1. Четвертий і п’ятий періоди містять по вісімнадцять елементів. У атомів елементівчетвертого періоду відбува-ється забудова четвертого рівня (n=4), починаючи с 4s-орбіталі. Поява електрона в 4s-стані при наявності вільних 3d-орбіталей зумовлюєтьсяекрануванням ядра щільним і симетричним електронним шаром 3s23p6. У зв’язку звідштовхуванням від цього шару для 19-го електрона атома Калію і 20-го електронаатома Кальцію найбільш вигідним є 4s-стан:

2. 19К 1s22s22p63s23p64s1 ;3. 20Ca 1s22s22p63s23p64s2.

А у десяти елементів – від Скандію до Цинку відбувається заповнення 3d-підрівня. Як показав аналіз, у атомах d-елементів спостерігається самочинне переміщення електронів з

ns-підрівня на (n-1)d-підрівень. Таке явище називається проскоком електронів, або їхпромотуванням. Воно пов’язане з прагненням атома мати енергетично стійку конфігурацію,якій відповідають повністю або наполовину забудовані електронами енергетичні підрівні. Так,для атома Хрому спостерігається процес, коли електрон з 4s-підрівня переходить на 3d. Цепризводить до енергетичної стабілізації Хрому:

24Cr [Ar] 4s13d5

У атома Купруму теж відбувається такий самий проскок електрона, тому на зовнішньомуенергетичному рівні залишається тільки один електрон, що зумовлює розміщення Купруму впершій групі періодичної системи:

29Сu [Ar] 4s13d10

30Zn [Ar] 4s23d10.Отже, четвертий період починається s-елементами (два) і закінчується р-елементами (шість),

а між ними розміщуються десять d-елементів, у яких заповнюється другий іззовні d-підрівень.

1. У п’ятому періоді заповнення енергетичних рівнів і підрівнів відбувається аналогічночетвертому періоду, а саме: у атомів двох перших елементів (37Rb i 38Sr) забудовуються5s-орбіталі, у атомів наступних десяти (39Y- 48Cd) – 4d-орбіталі, а у шести (49In – 54Xe) – 5p-орбіталі. Треба відзначити, що у п’яти d-елементів п’ятого періоду (41Nb, 42Mo, 44Ru, 45Rh,47Ag) теж, як і у атома Хрому в четвертому періоді, спостерігається проскок одного, а у46Pd – двох електронів із зовнішнього 5s-підрівня на попередній 4d-підрівень. Прикладиелектронних формул елементів п’ятого періоду:

2. 37Rb [Kr] 5s1, 45Rh [Kr] 5s14d8,3. 39Y [Kr] 5s24d1, 46Pd [Kr] 5s04d10,4. 42Mo [Kr] 5s14d5, 48Cd [Kr] 5s24d10,5. 43Tc [Kr] 5s24d5, 54Xe [Kr] 5s24d105p6.6. Шостий період, що містить 32 елементи, починається двома s-елементами (55Cs, 56Ba), в

атомах яких заповнюється 6s-орбіталь. У наступного елемента, Лантану, останній,п’ятдесят сьомий, електрон надходить на 5d-орбіталь, замість того, щоб згідно зенергетичною шкалою заповнювати 4f-підрівень. Це явище зумовлене більш різкимзменшенням енергії 4f-електронів із зростанням заряду ядра порівняно з енергією 5d-елекронів. Тому в 57La енергія 5d-електронів нижча, а у 58Се вища, ніж енергія 4f-електронів. Але у наступних чотирнадцяти елементів від 58Се до 71Lu стан 4f енергетичнобільш вигідний, ніж стан 5d, тому в них відбувається забудова 4f-орбіталей.

7. Далі, починаючи з 72Hf, продовжується заповнення 5d-орбіталей у десяти елементів до80Hg. Період закінчується р-елементами (81Tl – 86Rn), в атомах яких забудовується 6р-підрівень. Проскоки електронів із зовнішнього 6s-підрівня на попередній 5d-підрівеньспостерігаються у двох елементів: 78Pt i 79Au. Приклади електронних структур елементівшостого періоду:

8. 55Cs [Xe] 6s1, 75Re [Xe] 6s24f145d5,9. 57La [Xe] 6s25d1, 78Pt [Xe] 6s14f145d9,

10. 58Ce [Xe] 6s24f2, 80Hg [Xe] 6s24f145d10,11. 71Lu [Xe] 6s24f145d1, 86Rn [Xe] 6s26p6.

Таким чином, шостий період складається з двох s-елементів, шести р-, десяти d- ічотирнадцяти f-елементів.

1. Сьомий період ще не завершений. Заповнення енергетичних рівнів і підрівнів відбуваєтьсяв ньому аналогічно, як і у атомів елементів шостого періоду. Період починається двома s-елементами (87Fr, 88Ra). За ними йдуть d-елементи (89Ас, 90Th), а потім – f-елементи (91Ра –

ТЕМА 5 24

103Lr). Завершують періодичну систему d-елементи. Приклади електронних конфігураційелементів сьомого періоду:

2. 87Fr [Rn] 7s1, 103Lr [Rn] 7s25f146d1,3. 89Ac [Rn] 7s26d1, 104Db [Rn] 7s25f146d2,4. 90Th [Rn] 7s26d2, 105Je [Rn] 7s25f146d3,5. 91Pa [Rn] 7s25f26d1, 109Mt [Rn] 7s25f146d7.

В періодичній системі є вісім груп. Групи поділяють на головні та побічні підгрупи, які іноді

позначаються літерами А і В відповідно. До складу однієї підгрупи входять елементи заналогічними електронними структурами зовнішнього енергетичного рівня – так званіелементи-аналоги. Наприклад, елементи-аналоги S, Se, Te, Po мають однакову електроннуконфігурацію зовнішнього енергетичного рівня (ns2np4), де n – головне квантове число, якевказує одночасно і на номер зовнішнього рівня, і на номер періоду, в якому знаходиться данийелемент. IUPAC рекомендує вживати традиційні назви для елементів-аналогів деяких головнихпідгруп. Наприклад, елементи ІА-підгрупи (крім Гідрогену) називають лужними металами (ns1),елементи ІІА-підгрупи – лужноземельними метами (ns2), елементи ІІІА-підрупи –рідкоземельними металами (ns2np1), елементи VIA-підгрупи – халькогенами (ns2np4), елементиVIIA-підгрупи – галогенами (ns2np5), елементи VIIIA-підгрупи – благородними, або інертнимигазами (ns2np6).

Головна підгрупа – це сукупність елементів, що розміщується в періодичній таблицівертикально і має однакову конфігурацію зовнішнього електронного шару.

Головні підгрупи складаються із s- і p-елементів. Положення елемента в головній підгрупівизначається загальною кількістю s- і р-електронів на зовнішньому енергетичному рівні, якадорівнює номеру групи. Наприклад, елемент Оксиген (2s22p4), в атомах якого на зовнішньомурівні міститься шість електронів, належить до головної підгрупи шостої групи, Аргон (3s23p6) –до головної підгрупи восьмої групи, а Барій (6s2) – до ІІА-підгрупи.

Побічна підгрупа Б – це сукупніст елементів, що розміщуються в періодичнійтаблиці вертикально і мають однакову кількість електронів на зовнішньому і другомуіззовні енергетичних рівнях.

Усі елементи побічних підгруп належать до d- аба f-родин. d-Елементи іноді називаютьперехідними металами. Положення перших п’яти d-елементів кожного періоду, щорозміщуюються у підгрупах ІІІБ-VІІБ, можна визначити за допомогою суми зовнішніх s-електронів іd-електронів другого іззовні рівня. Так, з електронної формули Скандію (4s23d1) видно, що вінрозміщується в побічній підгрупі (оскільки є d-елементом) третьої групи (оскільки сумавалентних електронів дорівнює трьом); Манган (4s23d5) розміщується в побічній підгруп сьомоїгрупи.

Положення останніх двох d-елементів кожного великого періоду (у підгрупах ІБ і ІІБ) можнавизначити за кількістю електронів на зовнішньому рівні (при повністю завершеномупопередньому d-рівні). Так, Ag (5s15d10) розміщується в побічній підгрупі першої групи, Zn(4s23d10) – в побічній підгрупі другої групи.

Сукупності елементів Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd і Os-Ir-Pt, розміщених у побічній підгрупі восьмої групи,називаються тріадами. Вони утворюють дві родини: перша – родину заліза, а дві останні –родину платиноїдів. Крім зазначених родин, окремо виділяють 4f-родину лантаноїдів (14елементів від 58Ce до 71Lu) і 5f-родину актиноїдів (14 елементів від 90Th до 103Lr). Ці родининалежать до побічної підгрупи третьої групи.

5.3 Періодичність змінювання властивостей хімічних елементів Усі властивості елементів, які визначаються електронною оболонкою атома, закономірнозмінюються у періодах і групах періодичної системи. Але оскільки у ряду елементів-аналогів електронні структури не абсолютно тотожні, а лише виявляють періодичнеповторення однакових електронних конфігурацій зовнішнього електронного шару ватомах елементів, то при переході від одного елемента до іншого у підгрупахспостерігається їх більш менш чітко виражене закономірне змінення і. Це є причиною нетільки подібності хімічних і фізичних властивостей елементів та їх сполук (температуриплавлення, кипіння, густина тощо), а ще й певної закономірності у зміненні такихважливіших характеристик елементів, як енергія йонізації, спорідненність до електрона,електронегативність, атомні та йонні радіуси.У типових періодах (І і ІІ) зі збільшенням порядкового номера елемента спостерігаєтьсяпоступове зменшення металічних і зростання неметалічних властивостей, оскільки збільшуєтьсякількість валентних електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Наприклад, атоми всіхелементів третього періоду мають по три електронних шари. Будова двох внутрішніх шаріводнакова для всіх (1s22s22p6), а будова зовнішнього, третього шару різна. При переході відкожного попереднього елемента до кожного наступного заряд ядра атома зростає на одиницюі відповідно збільшується кількість зовнішніх електронів. Внаслідок цього їх притягання до ядрапосилюється, а радіус атома зменшується, що й приводить до послаблення металічнихвластивостей і зростання неметалічних.

Третій період починається дуже активним металом Na (3s1), за яким йде дещо меншактивний Mg (3s2). Обидва ці метали належать до 3s-родини. Перший р-елемент третьогоперіоду – Al (3s23p1), металічна активність якого менша, ніж у Магнія, має амфотернівластивості, тобто в хімічних реакціях може поводити себе і як неметал. Далі розміщуютьсянеметали Si (3s23p2), P (3s23p3), S (3s23p4), Cl (3s23p5). Їх неметалічні властивості посилюютьсявід Силіцію до Хлору, який є активним неметалом. Період закінчується інертним елементомАргоном Ar (3s23p6).

Тенденція зменшення атомного радіуса в періодах повторюється (у кожнім періоді), але нановому якісному рівні. У малих періодах, які складаються тільки з s- і p-елементів, зміна радіусавід елемента до елемента дуже значна, оскільки відбувається забудова електронамизовнішнього електронного шару. У перехідних d-елементів радіус змінюється більш повільно,оскільки електронна структура зовнішнього шару не змінюється, а внутрішні d-орбіталіекранують ядро і послабляють вплив зростаючого заряду на зовнішні електронні шари атомів. Уf-елементів змінюється електронна структура ще більш глибоко розташованого шару, томурадіус змінюється ще менш помітно. Уповільнене зменшення розміру атома з ростом заряду ядраза рахунок дії d- і f-орбіталей, що екранують ядро, називається d- і f-стиском (або лантаноїднимстиском).

У межах одного періоду властивості елементів змінюються поступово, а при переході відпопереднього періоду до наступного спостерігається різке змінювання властивостей, оскількипочинається забудова нового енергетичного рівня. Причому, така закономірность у змінюваннівластивостей характерна не лише для простих речовин, а й для складних сполук.

У великих періодах металічні властивості послаблюються більш повільно. Це пов’язано з тим,що починаючи з четвертого періоду, з’являються десять перехідних d-елементів, у якихзабудовується електронами не зовнішній, а другий іззовні d-підрівень, а на зовнішньому шарі d-елементів перебувають один чи два s-електрони, які й визначають певною мірою властивостіцих елементів. Таким чином, для d-елементів закономірність дещо ускладнюється. Наприклад, уп’ятому періоді металічні властивості поступово зменшуються від лужного Rb, досягаютьмінімальної сили у металів родини платини (Ru, Rh, Pd). Однак після неактивного срібларозміщується Cd, у якого спостерігається стрибкоподібне зростання металічних властивостей

ТЕМА 5 25

за рахунок повністю заповненного електронами передзовнішнього d-підрівня. Далі після Cd зізростанням порядкового номера металічні властивості закономірно переходять у типовінеметалічні у Йоду. Закінчується цей період, як і усі попередні, благородним газом. Періодичназміна властивостей елементів усередині великих періодів дає підставу розділити їх на два ряди,в яких друга частина великого періоду повторює першу. Отже:

із збільшенням заряду ядра атома в межах періоду зменшується радіус атома і, якнаслідок, зростає притягання валентних електронів до ядра. Це приводить допослаблення металічних властивостей і до збільшення неметалічних.

На основі розглянутих закономірностей періодичність змінювання деяких характеристикхімічних елементів можна спрощено представити за допомогою схеми: У періоді із зростанням порядкового номера (заряду ядра)

зменшується атомний радіус;

зростає енергія йонізації;

зменшується спорідненість до електрона;

зростає електронегативність;

посилюються неметалічні властивості;

послаблються металічні властивості.

У межах підгруп періодичної системи теж спостерігається певна закономірність. Елементи

однієї підгрупи характеризуються подібністю хімічних властивостей. Із зростанням заряду ядразбільшується кількість електронних шарів і радіус атома, але кількість електронів назовнішньому енергетичному рівні залишається сталою, наприклад: для лужних металів (підгрупаІА) – один, а для галогенів (підгрупа VІІА) – сім (табл.5.1). Оскільки ж саме зовнішні електронинайбільш суттєво впливають на хімічні властивості, то зрозуміло, що кожна із розглянутих групелементів-аналогів має подібні властивості.

Таблиця 5.1 – Характеристики елементів-аналогів ІА- і VІІА-пігруп Підгрупа IA Підгруппа VIIА

Період

Символелемента

Заряд

ядра

Радіус

атома, нм

Зовнішняелектроннаконфігурація

Символ

елемента

Зарядядра

Радіусатома,

нм


IIIIIIVBVIVII

LiNaKRbCsFr

+3+11+19+37+55+87

1. 0,1552. 0,1893. 0,2364. 0,2485. 0,2686. 0,280

1. 2s1

2. 3s1

3. 4s1

4. 5s1

5. 6s1

6. 7s1

FClBrIAt-

+9+17+35+53+85-

1. 0,0642. 0,0993. 0,1144. 0,1335. 0,140

-

1. 2s22p5

2. 3s23p5

3. 4s24p5

4. 5s25p5

5. 6s26p5

-

В побічних підгрупах властивості змінюються більш повільно, оскільки в атомах d-елементівелектрони забудовують другий іззовні енергетичний рівень, а на зовнішньому рівні перебуваютьмайже однакова кількість електронів – лише один або два.

Але у межах однієї підгрупи поряд із подібністю властивостей спостерігається їх деякезмінювання. Так, елементи підгрупи ІА усі, крім Гідрогену, – активні метали. Але із зростаннямрадіуса атома і кількості внутрішніх електронних шарів, що екранують вплив ядра на валентніелектрони, металічні властивості посилюються. Тому Fr більш активний метал, нiж Сs, a Cs –більш активний, ніж Rв і т. д. А в підгрупі VІІІА з т ієї ж причини послаблюються неметалічнівластивості елементів при зростанні порядкового номера. Тому F – більш активний неметалпорівняно із Cl, a Cl – більш активний неметал порівняно з Br.

Приклад 5.1. Порівняти електронні структури валентних електронів для елементів підгрупи

VІІА з валентними електронами елемента Мангану. Чим пояснити, що типовий неметал Cl ітиповий метал Mn, які не є елементами-аналогами, розміщуються в одній групі періодичноїсистеми елементів? Яку вищу валентність можуть виявляти ці елементи, в яких сполуках?

Розв’язок. При хімічній взаємодії атомів будь-яких елементів найважливішу роль відіграютьелектрони зовнішніх шарів, найбільш віддалених від ядра і найменш зв'язаних з ним, тобтовалентні електрони. В атомах s- і р-елементів валентними є s- і р-електрони тільки зовнішньогошару. У d-елементів валентними є у першу чергу s-електрони зовнішнього шару і d-електронидругого іззовні енергетичного рівня. Електронні формули валентних електронів для елементівVІІА- підгрупи (галогенів) є такими:

Електронна формула для валентних електронів елемента Мангану Mn: 4s23d5. Загальнаелектронна формула для елементів підгрупи VІІА має вигляд: ns2np5, а для Мангану – ns2(n-1)nd5,де n – номер періода, що вказує на номер зовнішнього енергетичного рівня. Однаковаконфігурація зовнішнього енергетичного рівня у галогенів свідчить про те, що вони єелементами-аналогами. І напроти, відмінна електронна формула атома Мангану, незважаючи наоднакову з галогенами кількість валентних електронів (п’ять), доводить, що Mn не єелементом-аналогом для F, Cl, Br і I.

Як випливає з електронних конфігурацій типового неметалу Cl і типового металу Mn, поданихв таблиці, в атомах Cl і Mn міститься однакова кількість валентних електронів, тому Cl і Mnзнаходяться в одній групі періодичної системи.

ЕлементБудова зовнішнього тапредзовнішньогоелектронного шару

Електронна будовайона в найвищомуступені окиснення

Вищийоксид Кислота Сіль

Cl 2s22p63s23p5 Cl7+ 2s22p6 Cl2O7HClО4

Хлорна

КClO4Калій

перхлорат

Mn 3s23p64s23d5 Mn7+ 3s23p6 Mn2O7HMnО4Марганцева

КMnO4 Калійперманганат

Однак з урахуванням різної природи формуючого електрона в атомах Cl (р-електрон) і Mn (d-електрон), Хлор належить до р-родини і знаходиться в головній підгрупі, а Манган – до d-родини і перебуває в побічній підгрупі VII групи. Отже, обидва елементи виявляють максимальнувалентність VII і тому утворюють вищі оксиди і гідроксиди (кислоти) з однаковими загальнимиформулами (відповідно Е2O7 і HЕО4) і подібними властивостями.

Отже, у межах головних підгруп із збільшенням заряду ядра атома збільшується радіус

атома і, як наслідок, зменшується притягання валентних електронів до ядра. Це приводить до

Хімічний зв'язок 26

послаблення неметалічних і збільшення металічних властивостей. У підгрупі із зростанням порядкового номера (заряду ядра)

зростає атомний радіус;

змешується енергія йонізації;

зменшується спорідненість до електрона;

зменшується електронегативність;

послаблються неметалічні властивості;

посилюються металічні властивості.

5.4 Характер змінювання властивостей оксидів і гідроксидів

Змінювання властивостей хімічних елементів у межах періода зі зростанням порядкового

номера впливає і на закономірне змінювання властивостей сполук елементів – вищих оксидів ігідроксидів (у загальному випадку гідроксидами вважаються складні сполуки, утвореніелементом з атомами Гідрогену і Оксигену одночасно, тобто основи і оксигенвмісні кислоти).Змінювання властивостей на прикладі оксидів і гідроксидів елементів ІІІ періоду подано втабл.5.1.

Таблиця 5.1 – Деякі властивості елементів ІІІ періоду та їх сполукЕлектроннародина s-Елементи р-елементи

Символ

елемента

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Заряд

ядра атома

+11

+12

+13

+14

+15

+16

+17

+18


3s1

3s2

3s23p1

3s23p2

3s23p3

3s23p4

3s23p5

3s23p6

Атомний

радіус, нм

0,189

0,160

0,143

0,118

0,110

0,102

0,099

0,054

Максимальнавалентність

І ІІ ІІІ IV V VI VI -

Вищі

оксиды та їхвластивості

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 -

Основнівластивості

Амфо-тернівласти-

востіКислотні властивості

Гідрати

оксидів(основи чикислоти)

NaOHСиль-

ний луг

Mg(OH)2Слабка

малороз-чиннаоснова

Al(OH)3Амфо-

тернаоснова

H2SiO3СлабкаНероз-

чиннакис-лота

H3PO4Кис-лота

серед-ньоїсили

H2SO4Силь–на

кис-лота

HСlO4Дуже

сильнакис-лота

-

Сполуки зГідрогеном

NaH MgH2 AlH3 SiH4 PH3 H2S HCl -Тверді солеподобні речовини Газуваті речовини

Таким чином, у будь-якому періоді характер вищих оксидів і гідроксидів у міру зростання

порядкового номера елемента міняється закономірно: від основного до кислотного черезамфотерний.

5.4 Значення періодичного законуПеріодична система справила значний вплив на подальший розвиток хімії. Вона була першоюприродною класифікацією хімічних елементів, яка показала, що елементи перебувають у зв’язкуз один з одним і утворюють єдину систему. Коли Д.І.Менделєєв склав систему елементів, багатоелементів були не відомі. Він висловив припущення про існування в природі ще не відкритихелементів. У 1871 році Д.І.Менделєєв описав властивості трьох ще не відкритих елементів, якіповинні були зайняти місця в системі: №21 – (Скандій), №31 – (Галій) №32 (Германій). Протягомнаступних 1 років були відкриті ці елементи , а їхні властивості виявилися близькими до тих, щпрогнозував Д.І.Менделєєв. Періодичний закон не тільки пояснює властивості вже відомихелементів та їх сполук , а й прогнозує відкриття нових елементів.

Періодичний закон відкрив шлях до пізнання внутрішньої будови атома і його ядра, допомагаєвідкривати нові елементи, керувати атомною енергією. Періодичний закон є одним ізнайфундамен-тальніших законів природи. Його вплив на розвиток наукового світогляду можнапорівняти лише із законом збереження маси і енергії або квантової теорії.

Слова Менделєєва : «Періодичний закон чекає нових додатків і розвитку» не втрачає своєїактуальності і сьогодні.

Хімічний зв'язок


4.1. Теорія хімічної будови. Валентність4.2. Природа хімічного зв’язку4.3. Ковалентний зв’язок

4.3.1. Механізм утворення ковалентного зв’язку4.3.2. Метод валентних зв’язків4.3.3. Гібридизація атомних орбіталей4.3.4. Характеристики ковалентного зв’язку4.3.5. Властивості сполук з ковалентним зв’язком

4.4. Іонний зв’язок4.4.1. Характеристики іонного зв’язку4.4.2. Властивості іонних сполук

4.5. Металічний зв’язок4.6. Дальнодіючий хімічний зв’язок

4.6.1. Водневий зв’язок Приклади розв’язання типових задач

Ключові терміни:sp-Гібридизація, sp2-Гібридизація, sp3-Гібридизація, sp3d-Гібридизація, Ізотропність,Іонний зв’язок, Багатоелектронність, Багатоцентровість, Валентний кут, Водневийзв’язок, Гібридизація, Дальнодіючий хімічний зв’язок, Диполь, Довжина зв’язку, Енергіязв’язку, Ковалентний зв’язок, Короткодіючий хімічний зв’язок, Кратність, Металічнийназивається багатоцентровий зв'язок, Напрямленність, Напрямленність ковалентногозв’язку, Насиченість, Ненапрямленність, Ненасиченість, Неполярний, Поляризація йона,Поляризованість, Поляризувальна здатність йонів, Полярний, Полярність, Полярність іполяризованість, Пі-зв’язок, Сигма-зв’язок, Хімічний зв’язок, акцептор, аніони, валентніелектрони, гетерополярний, гомеополярний, дипольний момент, довжина диполя,донор, донорно-акцепторний механізм, електронний газ, катіони, ненапрямленність,обмінний механізм, одинарний зв’язок, подвійний зв’язок, потрійний зв’язок, правилооктету, протонізація, хімічна будова, частковий негативний заряд, частковий позитивнийзаряд, індукований диполь

4.1. Теорія хімічної будови. ВалентністьВчення про хімічний зв’язок посідає значне місце у сучасній хімії, оскільки властивості речовинзумовлюються безпосередньо особливостями хімічних зв’язків у них.

Хімічний зв’язок – це взаємодія двох або кількох атомів, у результаті якої утворюєтьсяхімічно стійка двох- або багатоатомна система (молекула, йон, радикал, кристал).

Основні поняття про будову хімічних сполук викладені в теорії хімічної будови О.М.Бутлерова(1861 р.), в основі якої лежить твердження: Атоми в молекулах сполучені один із однимхімічними зв’язками відповідно до їх валентностей в певній послідовності. Порядок і простороверозміщення атомів і атомних груп у молекулі та характер хімічних зв’язків між ниминазивається хімічна будова.

4.2. Природа хімічного зв’язкуОднозначно встановлено, що будь-який хімічний зв’язок має електричну природу. Це означає,що при його утворенні найбільш суттєву роль відіграють сили взаємодії між електричнимизарядами, носіями яких є негативно заряджені електрони й позитивно заряджені ядра атомів.Суть взаємодії полягає у відштовхуванні одноіменно заряджених частинок (ядро-ядро,електрон-електрон) і притяганні різноіменно заряджених (ядро-електрон).

Зрозуміло, що система буде стійкою, якщо сили притягання переважають над силамивідштовхування (рис.4.1).

Рисунок 4.1 – Сили міжатомної взаємодії: відштовхування між електронними оболонками двохатомів та між їх ядрами; притягання між ядром одного атома і електронною оболонкою іншого інавпаки

Зростання сил притягання при утворенні молекули порівняно з ізольованими атомамисупроводжується виділенням енергії, внаслідок чого енергія системи зменшується. Отже,рушійною силою утворення хімічного зв’язку є прагнення ізольованих атомів до виграшу венергії, який досягається при їх об’єднанні в систему; стійкість системи забезпечуєтьсявиникненням області підвищеної густини негативного електричного заряду, що притягує досебе позитивно заряджені ядра атомів.

При утворенні хімічного зв’язку найважливішими є електрони зовнішнього шару, тобтовалентні електрони, які утримуються ядром найменш міцно. Саме тому будова електронноїконфігурації атомів є визначальним чинником при розгляданні умов утворення хімічного зв’язку.

Відповідно до запропонованого Льюїсом правило октету найбільш стабільними й енергетичновигідними є зовнішні оболонки з електронними конфігураціями благородних газів, тобто такі,що містять два (у випадку найближчого до ядра енергетичного рівня) або вісім електронів(рис.4.2).

Рисунок 4.2 – Утворення електронного дублету і електронних октетів за схемою ЛьюїсаЗгідно з сучасними уявленнями залежно від відстані, на якій виявляється дія хімічного зв’язку,












































































його поділяють дві групиЗалежно від ступеня усуспільнення електронної густини розглядають такі види хімічного

зв’язку як:

1. Короткодіючий хімічний зв’язок, який утворюється у результаті перекриванняелектронних хмар при зближенні атомів, що зумовлює виникнення узагальненої(зв’язувальної) електронної хмари – області підвищеної густини електричного заряду,залежно від розподілу якої розрізнюють такі основні типи короткодіючого хімічногозв’язку:

ковалентний, коли спільна електронна хмара розміщується лише між двома ядрамисусідніх атомів;іонний, при якому узагальнена електронна хмара настільки сильно зміщується доядра одного з атомів, що практично належить тільки йому;металічний, якщо спільна багатоелектронна хмара належить одночасно всіматомам, які віддали для її утворення по одному або декілька електронів.

2. Дальнодіючий хімічний зв’язок характерний, в основному, для речовин у рідкому татвердому стані, його дія виявляється на відстанях, що в багато разів перебільшуютьрозміри не тільки атомів, а й молекул. Дальнодіючий зв’язок поділяється на такі види:

водневий зв’язок за участю протонізованого атома Гідрогену;міжмолекулярна взаємодія, для якої притаманні свої специфічні особливості.

Речовин, у будові яких реалізується лише один з перелічених типів хімічних зв’язків, зовсімнебагато. У більшості випадків спостерігається сумісне існування кількох типів зв’язків.

Енергія зв’язку Eзв– це міра міцності зв’язку, що визначається кількістю енергії, яка

виділяється внаслідок утворення зв’язку.Одиниці вимірювання енергії зв’язку: [кДж/моль] або – рідше – [еВ]. Енергія зв’язку

характеризує його міцність: чим більше енергія зв’язку, тим він міцніший. Міцність зв‘язкупослаблюється у міру збільшення довжини зв‘язку.

Довжина зв’язку lзв – це відстань між ядрами хімічно сполучених атомів.Довжину зв’язку вимірюють частіше у нанометрах [нм], пікометрах [пм], але інколи – в

ангстремах [Å] (1нм=10–9м, 1пм=10–12м, 1Å=10–10м). Зі збільшенням радіусів атомів, між якимивиникає зв’язок, зростає його довжина.

Довжина зв’язку завжди менше суми радіусів двох сполучених атомів, оскільки утвореннямолекули супроводжується, крім зміни енергії, й зміною густини електронних хмар. Наприклад,якщо при утворенні зв’язку між двома атомами гідрогену, радіуси яких дорівнюють 0,053 нм,електронні хмари взаємно не проникали б одна в одну, то довжина зв’язку повинна буладорівнювати подвоєному радіусу: 0,053×2=0,106 нм. Насправді ж довжина зв’язку в молекулі Н2становить 0,074 нм (рис. 4.4). Це свідчить про перекривання електронних хмар ізольованихатомів, що відбувається при утворенні зв’язку, тобто в молекулі змінюється густина і формаелектронних хмар порівняно з ізольованими атомами.

Рисунок 4.4 – Довжина зв’язку в молекулі Н2

4.3. Ковалентний зв’язокКовалентний зв’язок – найпоширеніший тип хімічного зв’язку, що здійснюється при взаємодіїатомів елементів з однаковими або близькими значеннями електронегативності.

Ковалентний зв’язок – це зв’язок атомів за допомогою спільних електронних пар.Після відкриття електрона проводилося багато спроб розробити електронну теорію хімічного

зв’язку. Найбільш вдалими стали роботи Льюїса (1916 р.), який запропонував розглядатиутворення зв’язку як наслідок виникнення спільних для двох атомів електронних пар (рис. 4.5).Для цього кожний атом надає однакову кількість електронів і намагається оточити себеоктетом або дублетом електронів, характерним для зовнішньої електронної конфігураціїінертних газів. Графічно за методом Льюїса утворення ковалентних зв’язків за рахунокнеспарених електронів подають за допомогою точок, які позначають зовнішні електрони атома(рис. 4.6).

Рисунок 4.5 – Спрощена модельвиникнення спільної електронної парипри утворення ковалентного зв’язку

Рисунок 4.6 – Утворення ковалентного зв’язкувідповідно до теорії Льюїса

4.3.1. Механізм утворення ковалентного зв’язкуОсновною ознакою ковалентного зв’язку є наявність спільної електронної пари, яка належитьобом хімічно сполученим атомам, оскільки перебування двох електронів у полі дії двох ядеренергетично вигідніше, ніж знаходження кожного електрона у полі свого ядра. Виникненняспільної електронної пари зв’язку може проходити за різними механізмами: частіше – заобмінним, а інколи – за донорно-акцепторним.

З а обмінний механізм утворення ковалентного зв’язку кожний із взаємодіючих атомівпостачає на утворення зв’язку однакову кількість електронів з антипаралельними спінами (рис.4.7а). Наприклад:

Рисунок 4.7 – Загальна схема утворення ковалентного зв’язку: а) за обмінним механізмом; б) задонорно-акцепторним механізмом

З а донорно-акцепторний механізм двохцентровий двохелектронний зв’язок виникає при


взаємодії різних частинок. Одна з них – донор А: має незв’язувальну, неподілену паруелектронів А: (тобто таку, що належить тільки одному атому), а інша акцептор В□ – маєвакантну орбіталь (рис. 4.7б).

Частинка, яка надає для зв’язку двохелектронну хмару (неподілену пару електронів),називається донор, а частинка з вільною орбіталлю, яка приймає цю електронну пару, –акцептор.

Механізм утворення ковалентного зв’язку за рахунок двохелектронної хмари одного атомата вакантної орбіталі іншого називається донорно-акцепторний механізм.

Донорно-акцепторний зв’язок інакше називається семиполярним (тобто напівполярним),оскільки на атомі-донорі виникає частковий ефективний позитивний заряд δ+ (за рахунок того,що його неподілена пара електронів відхилилася від нього), а на атомі-акцепторі – частковийефективний негативний заряд δ– (завдяки тому, що відбувається зміщення у його бікнеподіленої електронної пари донора).

Як приклад найпростішого донора електронної пари можна навести гідрид-іон Н–, що маєнеподілену електронну пару. Внаслідок приєднання негативного гідрид-іона до молекули,центральний атом якої має вільну орбіталь (на схемі позначена як порожня квантова комірка □),наприклад ВН3, утворюється складний комплексний йон ВН4– з негативним зарядом (Н¯ + ВН3

[ВН4]¯ ):

Найпростіший акцептор електронної пари – йон гідрогену, або просто протон Н□+. Йогоприєднання до молекули, центральний атом якої має неподілену електронну пару, наприклад доNH3, теж приводить до утворення комплексного йона NH4+, але вже з позитивним зарядом:

4.3.2. Метод валентних зв’язківПерша квантово-механічна теорія ковалентного зв’язку була створена Гейтлером і Лондоном(1927 р.) для опису молекули водню, а потім застосована Полінгом до багатоатомних молекул.Ця теорія називається методом валентних зв’язків (ВЗ), основні положення якого стисло можнавикласти так:

кожна пара атомів у молекулі утримується разом за допомогою однієї або декількохспільних електронних пар, при цьому електронні орбіталі взаємодіючих атомівперекриваються;міцність зв’язку залежить від ступеня перекривання електронних орбіталей;умовою утворення ковалентного зв’язку є антинапрямленість спінів електронів; завдякицьому виникає узагальнена електронна орбіталь з найбільшою електронною густиною уміж’ядерному просторі, що забезпечує притягання позитивно заряджених ядер один доодного і супроводжується зменшенням загальної енергії системи.

4.3.3. Гібридизація атомних орбіталейНезважаючи на те, що в утворенні ковалентних зв’язків беруть участь електрони s-, p- чи d-орбіталей, які мають різні форму та різну орієнтацію у просторі, в багатьох сполуках ці зв’язкивиявляються рівноцінними. Для пояснення цього явища було введено поняття «гібридизація».

Гібридизація – це процес змішування та вирівнювання орбіталей за формою і енергією, приякому відбувається перерозподіл електронних густин близьких за енергією орбіталей,внаслідок чого вони стають рівноцінними.

Основні положення теорії гібридизації:

1. При гібридизації початкова форма і енергія орбіталей взаємно змінюються, при цьомуутворюються нові, гібридизовані орбіталі, але вже з однаковою енергією і однаковоїформи, що нагадує неправильну вісімку (рис. 4.8).

2. Число гібридизованих орбіталей дорівнює числу вихідних орбіталей, які беруть участь угібридизації.

3. У гібридизації можуть брати участь орбіталі з близькими за значеннями енергіями (s- i p-орбіталі зовнішнього енергетичного рівня і d-орбіталі зовнішнього або попередньогорівнів).

4. Гібридизовані орбіталі більш витягнуті в напрямку утворення хімічних зв’язків і томузабезпечують краще перекривання з орбіталями сусіднього атома, внаслідок цьогохімічний зв’язок стає більш міцнішим, ніж утворений за рахунок електронів окремихнегібридних орбіталей.

5. Завдяки утворенню більш міцніших зв’язків і більш симетричному розподілу електронноїгустини в молекулі отримується енергетичний виграш, який із запасом компенсує витратуенергії, необхідної для процесу гібридизації.

6. Гібридизовані орбіталі повинні орієнтуватися у просторі таким чином, щоб забезпечитивзаємне максимальне віддалення одна від одної; у цьому випадку енергія відштовхуваннянайменша.

7. Тип гібридизації визначається типом і кількістю вихідних орбіталей і змінює розмірвалентного кута (рис. 4.8), а також просторову конфігурацію молекул.

Рисунок 4.8 – Форма гібридизованих орбіталей і валентні кути (геометричні кути між вісямисиметрії орбіталей) залежно від типу гібридизації: а) sp-гібридизація; б) sp2-гібридизація; в) sp3-гібридизація

При утворенні молекул (чи окремих фрагментів молекул) найчастіше зустрічаються такі типигібридизації:


Рисунок 4.9 – Загальна схема sp-гібридизаціїЗв’язки, які утворюються за участю електронів sp-гібридизованих орбіталей, також

розміщуються під кутом 1800, що зумовлює лінійну форму молекули. Такий тип гібридизаціїспостерігається в галогенідах елементів другої групи (Be, Zn, Cd, Hg), атоми яких у валентномустані мають неспарені s- і р-електрони. Лінійна форма характерна й для молекул інших елементів

, в яких зв’язки утворюються sp-гібридизованими атомами (табл. 4.1).

Рисунок 4.10 – Схема sp2-гібридизації атомних орбіталей і плоска трикутна форма молекули,зумовлена sp2-гібридизацією атомних орбіта лей

Цей тип гібридизації найбільш характерний для молекул р-елементів третьої групи, атомияких у збудженому стані мають зовнішню електронну структуру ns1np2, де n – номер періода, вякому знаходиться елемент. Так, в молекулах ВF3, BCl3, AlF3 і в інших (табл. 4.1) зв’язки утвореніза рахунок sp2-гібридизованих орбіталей центрального атома.

Рисунок 4.11 – Схема sp3-гібридизації атомних орбіталей і тетраедрична форма молекули, щозумовлена sp3-гібридизацією

Розміщення гібридизованих орбіталей центрального атома під кутом 109028` спричиняєтетраедричну форму молекул. Це дуже характерно для насичених сполук чотиривалентногокарбону: СН4, СCl4, C2H6 та інших алканів (табл. 4.1). Прикладами сполук інших елементів зтетраедричною будовою внаслідок sp3-гібридизації валентних орбіталей центрального атома єйони: BН4–, BF4–, PO43–, SO42–, FeCl4– (табл. 4.1).

Рисунок 4.12 – Загальна схема sp3d-гібридизаціїЦей тип гібридизації найчастіше зустрічається в галогенідах неметалів (табл.4.1). Як приклад


можна навести будову Фосфор (V) хлориду PCl5, при утворенні якого атом фосфору (P: …3s23p3)спочатку переходить у збуджений стан (P: …3s13p33d1), а потім піддається s1p3d-гібридизації –п’ять одноелектронних орбіталей стають рівноцінними і орієнтуються витягнутими кінцями докутів уявної тригональної біпіраміди. Це й визначає форму молекули PCl5, яка утворюється приперекриванні п’яти s1p3d-гібридизованих орбіталей з 3р-орбіталями п’яти атомів хлору.

1. sp-Гібридизація. При комбінації однієї s- i однієї р-орбіталей виникають дві sp-гібридизованіорбіталі, розміщені симетрично під кутом 1800 (рис. 4.9, табл.4.1).

2. sp2-Гібридизація. Комбінація однієї s- і двох р-орбіталей приводить до утворення sp2-гібридизованих зв'язків, розміщених під кутом 1200, тому молекула набуває формиправильного трикутника (рис.4.10).

3. sp3-Гібридизація. Комбінація чотирьох орбіталей – однієї s- і трьох р- приводить до sp3-гібридизації, при якій чотири гібридизовані орбіталі симетрично орієнтовані у просторі дочотирьох вершин тетраедра, тобто під кутом 109028`(рис. 4.11).

4. sp3d-Гібридизація. Комбінація однієї s-, трьох р- і однієї d-орбіталей дає sp3d-гібридизацію,що визначає просторову орієнтацію п’яти sp3d-гібридизованих орбіталей до вершинтригональної біпіраміди (рис.4.12).

5. Інші типи гібридизації. У випадку sp3d2-гібридизації шість sp3d2-гібридизованихорбіталей напрямлені до вершин октаедра. Орієнтація семи орбіталей до вершинпентагональної біпіраміди відповідає sp3d3-гібридизації (або іноді sp3d2f) валентнихорбіталей центрального атома молекули чи комплексу (табл.4.1).

Таблиця 4.1 – Геометрична конфігурація молекул залежно від типу гібридизації центральногоатома

Типгібридизації

Валентнийкут

Геометричнаконфігураціячастинки

Прикладисполук

Кількістьелектронних

парцентральногоатомаЗП* НП*

sp 180о

Лінійна

0=С=0,,

галогеніди Be,Zn, Co і Hg (II)

2 0

sp2 120о

Трикутна

BF3Атоми С в

етилені С2Н4,бензені С6Н6,

BCl3, AlF3

3 0

NO2¯

2 0

sp3 109028`

Тетраедрична

СН4Атоми С в

СCl4 і в насиченихвуглеводняхCnH2n+2,

йони NН4+,BН4–, BF4–, PO43–,SO42–, FeCl4–

4 0

NН3

3 1

Н2O

2 2

sp2dабоdsp2

900

Квадратна

[Ni(CN)4]2–,[PtCl4]2–

4 0

sp3dабоdsp3

90о, 120о

PCl5

5 0

SF4

4 1

ClF3

3 2

2 3


Тригональнабіпираміда

XeF2

sp3d2

абоd2sp3

90о

Октаедрична

SF6[Fe(CN)6]3–,

[CoF6]2–

6 0

BrF5

5 1

XeF4

4 2

ЗП* – зв’язувальні електронні пари;НП* – незв’язувальні електронні париВплив неподілених (незв'язувальних) електронних пар на будову молекули. Метод

гібридизації атомних орбіталей пояснює геометричну структуру великої кількості молекул,однак згідно з дослідними даними частіше спостерігаються молекули з дещо іншими значеннямивалентних кутів. Наприклад, в молекулах СН4, NH3 та Н2О центральні атоми перебувають у sp3-гібридизованому стані, тому можна було б очікувати, що валентні кути у них дорівнюватимутьтетраедричному (~109,50). Експериментально встановлено, що валентний кут у молекулі СН4насправді складає 109,50. Однак в молекулах NH3 і Н2О значення валентного кута відхиляєтьсявід тетраедричного: він дорівнює 107,30 у молекулі NH3 і 104,50 у молекулі Н2О. Такі відхиленняметод ВЗ пояснює наявністю неподіленої (незв'язувальної) електронної пари у атомів нітрогену іоксигену. Двохелектронна орбіталь, яка містить неподілену пару електронів, завдякипідвищеній густині відштовхує одноелектронні валентні орбіталі, що спричиняє зменшеннявалентного кута. У атома нітрогену в молекулі NH3 з чотирьох sp3-гібридизованих орбіталей триодноелектронні орбіталі утворюють зв’язки з трьома атомами Н, а на четвертій,незв’язувальній орбіталі міститься неподілена пара електронів:

.Незв'язувальна електронна пара, яка займає одну з sp3-гібридизованих орбіталей,

напрямлених до вершин тетраедра, відштовхуючи одноелектронні орбіталі, зумовлюєасиметричний розподіл електронної густини, що оточує атом нітрогену, і як наслідок стискуєвалентний кут до 107,30 (рис.4.13а). Аналогічна картина зменшення валентного кута від 109,5о

до 107о у результаті впливу неподіленої електронної пари атома N спостерігається і в молекуліNCl3 (рис. 4.13б).

Рисунок 4.13 – Відхилення валентного кута від тетраедричного (109,50) в молекулі: а) NН3; б)NCl3

У атома оксигену в молекулі Н2О на чотири sp3-гібридизовані орбіталі припадає по двіодноелектронні і дві двохелектронні орбіталі:

Одноелектронні гібридизовані орбіталі беруть участь в утворенні двох зв’язків з двомаатомами Н, а дві двохелектронні пари залишаються неподіленими, тобто такими, що належатьтільки атому О. Це збільшує асиметричність розподілу електронної густини навколо атома О ізменшує валентний кут порівняно з тетраедричним до 104,50 (рис. 4.14).

Рисунок 4.14 – Відхилення валентного кута від тетраедричного в молекулі Н2О за рахуноквпливу двох неподілених електронних пар атома оксигену

Отже, число незв'язувальних електронних пар центрального атома та їх розміщення нагібридизованих орбіталях впливає на геометричну конфігурацію молекул.

4.3.4. Характеристики ковалентного зв’язкуКовалентний зв’язок має набір певних властивостей, які визначають його специфічніособливості, або характеристики. До них, крім вже розглянутих характеристик «енергія зв’язку»і «довжина зв’язку», належать: насиченість, напрямленність, полярність тощо.

1. Валентний кут – це кут між сусідніми вісями зв’язків (тобто умовними лініями, проведенимичерез ядра хімічно сполучених атомів у молекулі). Величина валентного кута залежить відприроди орбіталей, типу гібридизації центрального атома, впливу неподілених електронних пар,які не беруть участі в утворенні зв’язків.

2 . Насиченість. Атоми мають різні можливості для утворення ковалентних зв’язків, якіможуть формуватися, по-перше, за обмінним механізмом за рахунок неспарених електронівнезбудженого атома і за рахунок тих неспарених електронів, що виникають в результаті йогозбудження, а по-друге, за донорно-акцепторним механізмом. Однак загальна кількість зв’язків,що може утворювати атом, обмежена.

Насиченість – це здатність атома елемента утворювати з іншими атомами певну, обмеженукількість ковалентних зв’язків.


Так, атоми елементів другого періоду, що мають на зовнішньому енергетичному рівні чотириорбіталі (одну s- і три р-), утворюють зв’язки, число яких не перевищує чотирьох. Атомиелементів інших періодів з більшим числом орбіталей на зовнішньому рівні можуть формуватибільше зв’язків.

Насиченість ковалентного зв’язку зумовлює суворо визначений склад ковалентних сполук.3 . Напрямленність.Відповідно до методу ВЗ хімічний зв’язок між атомами зумовлюється

перекриванням орбіталей, які, за винятком s-орбіталей, мають певну орієнтацію у просторі, що ізумовлює напрямленність ковалентного зв’язку.

Напрямленність ковалентного зв’язку – це таке розміщення електронної густини міжатомами, яке визначається просторовою орієнтацією валентних орбіталей і забезпечує їхмаксимальне перекривання.

Оскільки електронні орбіталі мають різні форми і різну орієнтацію у просторі, то їхнє взаємнеперекривання може реалізуватися різними способами. Залежно від цього розрізняють

зв’язки.Сигма-зв’язок ( -зв’язок) – це таке перекривання електронних орбіталей, при якому

максимальна електронна густина концентрується вздовж уявної лінії, що з’єднує два ядра.Сигма-зв’язок може утворюватися за рахунок двох s-електронів, одного s- і одного р-

електрона, двох р-електронів або двох d-електронів (рис. 4.15). -Зв’язок характеризуєтьсянаявністю однієї області перекривання електронних орбіталей, він завжди одинарний, тобтоутворюється тільки однією електронною парою.

Рисунок 4.15 – Схеми утвореняя s-зв’яків між умовними атомами А і В при перекриванніелектронних орбіталей на вісі зв’яку

Різноматність форм просторової орієнтації «чистих» орбіталей і гібридизованих орбіталей незавжди допускають можливість перекривання орбіталей на вісі зв’язку. Перекриваннявалентних орбіталей може відбуватися по обидві боки від осі зв’язку – так зване «бокове»перекривання, яке найчастіше здійснюється при утворенні π-зв’язків (рис. 4.16).

Пі-зв’язок( -зв’язок) – це перекривання електронних орбіталей, при якому максимальнаелектронна густина концентрується з обох боків від лінії, що з’єднує ядра атомів (тобто від вісізв’язку).

Рисунок 4.16 – Постадійне формування π-зв’язку при зближенні та перекриванні двох рz-орбіталей

Пі-зв’язок може утворитись при взаємодїї двох паралельних р-орбіталей, двох d-орбіталейабо інших комбінацій орбіталей, вісі яких не співпадають з віссю зв’язку (рис.4.17).

Рисунок 4.17 – Схеми утворення π-зв’язків між умовними А і В при боковому перекриванніелектронних орбіталей

4 . Кратність. Ця характеристика визначається числом спільних електронних пар, щозв’язують атоми. Ковалентний зв’язок за кратністю може бути одинарним (простим), подвійнимі потрійним. Зв’язок між двома атомами за допомогою однієї спільної електронної париназивається одинарний зв’язок (простим), двох електронних пар – подвійний зв’язок, трьохелектронних пар – потрійний зв’язок. Так, у молекулі водню Н2 атоми сполучені одинарнимзв’язком (Н–Н), у молекулі кисню О2 - подвійним (О=О), у молекулі азоту N2 - потрійним

. Особливого значення кратність зв’язків набуває в органічних сполуках –вуглеводнях та їх похідних: в етані С2Н6 між атомами С здійснюється одинарний зв’язок (С–С), ветилені С2Н4 – подвійний (С=С) в ацетилені С2Н2 – потрійний (рис.4.18).

Кратність зв’язку впливає на енергію: з підвищенням кратності зростає його міцність.Підвищення кратності приводить до зменшення між’ядерної відстані (довжини зв’язку) ізбільшення енергії зв’язку.


Рисунок 4.18 – Кратність зв’язку між атомами карбону: а) одинарний зв’язок в етані Н3С–СН3; б) подвійний зв’язок в етилені Н2С=СН2; в) потрійний зв’язок вацетилені

6 . Полярність і поляризованість. Електронна густина ковалентного зв’язку може по-різномурозміщуватися у між’ядерному просторі.

Полярність – це властивість ковалентного зв’язку, що визначається областю розташуванняелектронної густини у між’ядерному просторі відносно сполучених атомів.

Залежно від розміщення електронної густини у між’ядерному просторі розрізняють полярний інеполярний ковалентні зв’язки. Неполярний, (або гомеополярний) зв’язок називається такийзв’язок, при якому спільна електронна хмара розміщується симетрично відносно ядерсполучених атомів і однаковою мірою належить обом атомам.

Молекули з таким типом зв’язку називаються неполярними, або гомоядерними (тобтотакими, до складу яких входять атоми одного елемента). Неполярний зв’язок виявляється якправило в гомоядерних молекулах (Н2, Cl2, N2 тощо) чи – значно рідше – у сполуках, утворенихатомами елементів з близькими значеннями електронегативності, наприклад, карборунд SiC.Полярний, (або гетерополярний) зв’язок називається зв’язок, при якому спільна електроннахмара несиметрична і зміщена до одного з атомів.

Молекули з полярним зв’язком називаються полярними, або гетероядерними. У молекулах зполярним зв’язком узагальнена електронна пара зміщується у бік атома з більшоюелектронегативністю. У результаті на цьому атомі виникає деякий частковий негативний заряд

, який називається ефективним, а у атома з меншою електронегативністю – однаковийза величиною, але протилежний за знаком частковий позитивний заряд . Наприклад,експериментально встановлено, що ефективний заряд на атомі Гідрогену в молекулігідрогенхлориду HCl , а на атомі Хлору абсолютного зарядуелектрона.

Щоб визначити, у який бік буде зміщуватися електронна густина полярного ковалентногозв’язку, необхідно порівняти електронегативність обох атомів. За зростаннямелектронегативності найбільш поширені хімічні елементи розміщуються у такій послідовності:

Rb, K, Na, Li, Ca, Mg, Be, In, Al, Sr, Ga, Sb, Si, B, As, H, Te, P, C, Se, I, S, Br, Cl, N,O, F.

Підвищення електронегативностіПолярні молекули називаються диполями – системами, в яких центри тяжіння позитивних

зарядів ядер і негативних зарядів електронів не збігаються.Диполь – це система, що уявляє собою сукупність двох точкових електричних зарядів,

однакових за величиною і протилежних за знаком, які знаходяться на деякій відстані один відодного.

Відстань між центрами тяжіння називаються довжина диполя і позначаються буквою l.Полярність молекули (або зв’язку) кількісно характеризується дипольний момент , який увипадку двохатомної молекули дорівнює добутку довжини диполя на величину зарядуелектрона:

.У одиницях СІ дипольний момент вимірюється в [Кл×М] (кулонметрах), але частіше

користуються позасистемною одиницею [D] (дебай): 1D=3,33·10–30Кл×м. Значення дипольнихмоментів ковалентних молекул змінюється у межах 0-4 D, а іонних – 4-11D. Чим більша довжинадиполя, тим більш полярною є молекула.

Спільна електронна хмара у молекулі може зміщуватися під дією зовнішнього електричногополя, в тому числі й поля іншої молекули або йона.

Поляризованість – це змінення полярності зв'язку внаслідок зміщення електронів, щоутворюють зв’язок, під дією зовнішнього електричного поля, у тому числі й силового поля іншоїчастинки.

Поляризованість молекули залежить від рухливості електронів, яка є тим сильнішою, чимбільша відстань від ядер. Крім того, поляризованість залежить від напрямленості електричногополя і від здатності електронних хмар деформуватися. Під дією зовнішнього поля неполярнімолекули стають полярними, а полярні – ще більш полярними, тобто в молекулах індукуєтьсядиполь, який називається наведеним, або індукований диполь (рис.4.19).

Рисунок 4.19 – Схема утворення індукованого (наведеного) диполя з неполярної молекули піддією силового поля полярної частинки – диполя

На відміну від постійних індуковані диполі виникають лише при дії зовнішнього електричногополя. Поляризація може спричиняти не тільки поляризованість зв’язку, але й його розрив, приякому відбувається перехід зв’язувальної електронної пари до одного з атомів і утворюютьсянегативно і позитивно заряджені йони.

Полярність і поляризованість ковалентних зв’язків визначає реакційну здатність молекул повідношенню до полярних реагентів.

4.3.5. Властивості сполук з ковалентним зв’язкомРечовини з ковалентними зв’язками поділяються на дві нерівні групи: молекулярні та атомні (абонемолекулярні), яких значно менше, ніж молекулярних.

Молекулярні сполуки за звичайних умов можуть перебувати у різних агрегатних станах: увигляді газів (CO2, NH3, CH4, Cl2, O2, NH3), легколетких рідин (Br2, H2O, C2H5OH) чи твердих


кристалічних речовин, більшість з яких навіть при дуже незначному нагріванні здатні швидкоплавитися чи легко сублімуватися (S8, P4, І2, цукор С12Н22О11, «сухий лід» СО2).

Низькі температури плавлення, возгонки і кипіння молекулярних речовин пояснюються дужеслабкими силами міжмолекулярної взаємодії у кристалах. Саме тому для молекулярних кристалівне притаманна велика міцність, твердість і електрична провідність (лід чи цукор). При цьомуречовини з полярними молекулами мають більш високі температури плавлення і кипіння, ніжнеполярні. Деякі з них розчинні у воді або інших полярних розчинниках. А речовини з неполярнимимолекулами, навпаки, краще розчиняються у неполярних розчинниках (бензен,тетрахлорометан). Так, йод, у якого молекули неполярні, не розчиняється у полярній воді, алерозчиняється у неполярному CCl4 і малополярному спирті.

Немолекулярні (атомні) речовини з ковалентними зв’язками (алмаз, графіт, кремній Si, кварцSiO2, карборунд SiC та інші) утворюють надзвичайно міцні кристали, за винятком графіту,кристалічна гратка якого має шарувату структуру. Наприклад, кристалічна гратка алмазу –правильний тримірний каркас, в якому кожний sр3-гібридизований атом карбону сполучений зчотирма сусідніми атомами С σ-зв’язками. По суті увесь кристал алмазу – це одна величезна ідуже міцна молекула. Аналогічну будову мають і кристали кремнію Si, який широкозастосовується в радіоелектроніці та електронній техніці. Якщо замінити половину атомів С валмазі атомами Si, не порушуючи каркасну структуру кристалу, то отримаємо кристалкарборунду – силіцій карбіду SiC – дуже твердої речовини, що використовується як абразивнийматеріал. А якщо в кристалічній гратці кремнію між кожними двома атомами Si вставити поатому О, то утворюється кристалічна структура кварцу SiO2 – теж дуже твердої речовини,різновид якої використовують як абразивний матеріал «наждак».

Кристали алмазу, кремнію, кварцу та подібні до них за структурою – це атомні кристали, вониявляють собою величезні «супермолекули», тому їх структурні формули можна зобразити неповністю, а тільки у вигляді окремого фрагменту, наприклад:

Немолекулярні (атомні) кристали, що складаються зі сполучених між собою хімічнимизв’язками атомів одного чи двох елементів, належать до тугоплавких речовин. Високітемператури плавлення зумовлюються необхідністю витрати великої кількості енергії длярозриву міцних хімічних зв’язків при плавленні атомних кристалів, а не слабкої міжмолекулярноївзаємодії, як у випадку молекулярних речовин. З цієї ж причини багато атомних кристалів принагріванні не плавляться, а розкладаються або одразу переходять у пароподібний стан(возгонка), наприклад, графіт сублімується при 3700oС.

Немолекулярні речовини з ковалентними зв’язками нерозчинні у воді та інших розчинниках,більшість з них не проводить електричний струм (крім графіту, для якого притаманнаелектропровідність, і напівпровідників – кремнію, германію та ін.).

4.4. Іонний зв’язокІонний зв’язок виявляється тоді, коли електронегативності елементів різко відрізняються міжсобою , а це відбувається при взаємодії йонів, утворених з атомів елементів, щохарактеризуються суттєво відмінними хімічними властивостями.

Іонний зв’язок – це електростатичне притягання між різнойменно зарядженими йонами, щоутворені внаслідок повного зміщення спільної електронної пари від атома одного елемента доатома іншого елемента.

Залежно від індивідуальних властивостей у атомів одних елементів переважає тенденція доутрати електронів з перетворенням у позитивно заряджені йони (катіони), а атоми іншихелементів, навпаки, прагнуть набути електрони, перетворюючись при цьому в негативнозаряджені йони (аніони), як це відбувається з атомами типового металу натрію і типовогонеметалу хлору (рис. 4.20).

Рисунок 4.20 – Умовна модель утворення йонів Na+ і Cl– шляхом повного передаваннявалентного електрона від атома натрію атому хлору

Здатність елементів утворювати прості йони (тобто такі, що походять від одного атома)зумовлена електронною конфігурацією їх ізольованих атомів, а також величинамиелектронегативностей, енергій іонізації та спорідненості до електрона. Зрозуміло, що найлегшекатіони утворюються атомами елементів з малими енергіями іонізації – лужними ілужноземельними металами (Na, К, Cs, Rb, Ca, Ba, Sr тощо). Утворення ж простих катіонів іншихелементів менш імовірно, оскільки це пов’язано з витратою великої енергії на іонізацію атома.

Прості аніони найлегше утворюються р-елементами сьомої групи (Cl, Br, I) внаслідок їх високоїспорідненості до електрона. Приєднання по одному електрону до атомів О, S, Nсупроводжується виділенням енергії. А приєднання інших електронів з утвореннямбагатозарядних простих аніонів енергетично невигідно.

Тому сполуки, що складаються з простих йонів, небагаточисельні. Вони найлегшеутворюються при взаємодії лужних і лужноземельних металів з галогенами.

4.4.1. Характеристики іонного зв’язку1. Ненапрямленність. Електричні заряди йонів зумовлюють їх притягання та відштовхування ів цілому визначають стехіометричний склад сполуки. Йони можна уявити як заряджені кульки,силові поля яких рівномірно розподіляються у всіх напрямках у просторі. Тому, наприклад, усполуці NaCl йони натрію Na+ можуть взаємодіяти з йонами хлору Cl– в будь-якому напрямку,притягуючи певне їх число.

Ненапрямленність – це властивість іонного зв’язку, що зумовлена здатністю кожного йонапритягувати до себе йони протилежного знака у будь-якому напрямку.

Отже, ненапрямленність пояснюється тим, що електричне поле йона має сферичну симетрію ізменшується із відстанню в усіх напрямках, тому взаємодія між йонами здійснюється незалежновід напрямку.

2. Ненасиченість. Зрозуміло, що взаємодія двох йонів протилежного знака не можепривести до повної взаємної компенсації їх силових полів. Тому йон з певним зарядом зберігаєздатність притягувати інші йони протилежного знака в усіх напрямках. Кількість таких«притягнутих» йонів обмежується лише їх геометричними розмірами і силами взаємноговідштовхування.


Ненасиченість – це властивість йонного зв’язку, яка виявляється у здатності йона, що маєпевний заряд, приєднувати будь-яку кількість йонів протилежного знака.

3. Поляризація йонів. При іонному зв’язку кожний йон, будучи носієм електричного заряду, єджерелом силового електричного поля, тому при близькій відстані між йонами вони взаємновпливають один на одного.

Поляризація йона – це деформація його електронної оболонки під впливом електричногосилового поля іншого йона.

4. Поляризованість і поляризувальна здатність йонів. При поляризації найбільшомузміщенню піддаються електрони зовнішнього шару. Але при дії одного й того самогоелектричного поля різні йони деформуються неоднаковою мірою. Чим слабше зв’язані зовнішніелектрони з ядром, тим легше відбувається поляризація.

Поляризованість – це відносне зміщення ядра і електронної оболонки в йоні при дії силовогоелектричного поля іншого йона.

Поляризувальна здатність йонів – це їх властивість чинити деформуючу дію на інші йони.Поляризувальна здатність залежить від заряду і розміру йона. Чим більший заряд йона, тим

сильніше його поле, тобто найбільшу поляризувальну здатність мають багатозарядні йони.

4.4.2. Властивості іонних сполукЗа звичайних умов іонні сполуки існують у вигляді твердих кристалічних речовин, які маютьвисокі температури плавлення та кипіння, тому вважаються нелеткими. Наприклад,температури плавлення та кипіння NaCl становлять відповідно 8010С і 14130С, CaF2 – 1360С i25000C. У твердому стані іонні сполуки не проводять електричний струм. Вони добрерозчиняються у воді і слабо або зовсім не розчиняються в неполярних розчинниках (гас, бензин).У полярних розчинниках іонні сполуки дисоціюють (розпадаються) на йони. Це пояснюється тим,що йони мають більш високі енергії сольватації, які здатні компенсувати енергію дисоціації найони в газовій фазі.

4.5. Металічний зв’язокМеталічний називається багатоцентровий зв'язок, який існує в металах та їх сплавах міжпозитивно зарядженими йонами та валентними електронами, що є спільними для всіх йонів івільно пересуваються по кристалу.

Атоми металів мають невелику кількість валентних електронів і низьку енергію іонізації. Ціелектрони внаслідок великих радіусів атомів металів достатньо слабо зв’язані зі своїми ядрами іможуть легко відриватися від них і становитися спільними для всього кристалу металу. Врезультаті в кристалічній гратці металу виникають позитивно заряджені йони металу таелектронний газ – сукупність рухливих електронів, які вільно пересуваються по кристалуметалу.

Як наслідок метал являє собою ряд позитивних йонів, локалізованих у певних положенняхкристалічної гратки, і велику кількість електронів, що порівняно вільно пересуваються в поліпозитивних центрів. Просторова будова металів – це кристал, який можна уявити як клітку зпозитивно зарядженими йонами у вузлах, занурену у негативно заряджений електронний газ(рис.4.21). Всі атоми віддають свої валентні електрони на утворення електронного газу, щовільно переміщуються усередині кристалу, не порушуючи хімічного зв’язку.

Рисунок 4.21 – Різновиди моделей металічного зв’язкуОзнаками металічного зв’язку є такі характеристики:

1. Багатоелектронність, оскільки в утворенні металічного зв’язку беруть участь всі валентніелектрони;

2. Багатоцентровість, або делокалізованість – зв’язок сполучає одночасно велику кількістьатомів, що містяться у кристалі металу;

3. Ізотропність, або ненапрямленність – завдяки легкому невпорядкованому пересуваннюелектронного газу одночасно у всі боки металічний зв’язок є сферично симетричним.

Металічні кристали утворюють, в основному, три види кристалічних граток (рис.4.22), однакдеякі метали залежно від температури можуть мати різні структури.

Рисунок 4.22 – Кристалічні гратки металів: а) кубічна гранецентрована (Cu, Au, Ag, Al); б)кубічна об’ємноцентрована (Li, Na, Ba, Mo, W, V); в) гексагональна (Mg, Zn, Ti, Cd, Cr)

Металічний зв’язок існує в кристалах і розплавах усіх металів і сплавів. У чистому вигляді вінхарактерний для лужних і лужноземельних металів. У перехідних d-металів зв’язок між атомами


є частково ковалентним.Металічний зв’язок внаслідок наявності вільних електронів (електронного газу) та їх

рівномірного розподілу по кристалу зумовлює характерні загальні властивості металів і сплавів,зокрема, високу тепло- та електропровідність, пластичність (тобто здатність без руйнуваннязазнавати деформації при звичайних чи підвищених температурах), непрозорість і металічнийблиск, зумовлений їх здатністю відбивати світло.

4.6. Дальнодіючий хімічний зв’язокХімічні властивості речовин на практиці виявляються через хімічну поведінку не окремоїчастинки речовини, а через велику їх сукупність – агрегатів, асоціатів, кристалів тощо. Угазоподібному стані сили міжмолекулярної взаємодії дуже малі, оскільки молекули, що маютьзначну кінетичну енергію, рухаються хаотично і знаходяться одна від одної на великій відстані(порівняно з власними розмірами). Однак у рідкому і твердому стані частинки перебувають намалих відстанях, тому завдяки дальнодіючому зв’язку сили міжмолекулярної взаємодії настількизростають, що завдяки їм частинки утримуються разом – саме тому в конденсованому стані припостійній температурі рідини і тверді т іла зберігають постійним свій об’єм.

Дальнодіючий хімічний зв’язок зумовлюється наявністю електромагнітних полей, щоутворюють атомні ядра і електрони у молекулах, і виникає між окремими частинками навідстанях, які в багато разів перебільшують довжини звичайних короткодіючих зв’язків, томувідповідно у десятки разів поступається міцності вже розглянутих типів зв’язків. Основнахарактерна ознака дальнодіючих зв’язків полягає у тому, що вони є результатом колективногоруху електронів і колективної взаємодії багатьох структурних одиниць сполуки.

Дальнодіючі хімічні зв’язки умовно поділяються на такі групи:

специфічна міжмолекулярна взаємодія, до якої належить водневий зв’язок;універсальна міжмолекулярна взаємодія.

4.6.1. Водневий зв’язокПри утворенні ковалентного зв’язку між атомом Гідрогену і атомом елемента з високоюелектронегативністю (F, O, N) сумісна електронна хмара зміщується у бік електронегативногоатома, що супроводжується виникненням ефективного негативного заряду на цьомуатомі і протонізацією атома Н. Термін «протонізація» розуміють у тому сенсі, що в атоміГідрогену, який містить один протон у ядрі та єдиний електрон на електронній оболонці, привтраті цього електрона (чи сильному зміщенні у бік) фактично залишається одне ядро, тобтовін перетворюється на протон.

Завдяки малому розміру Н+ і його високій поляризувальній здатності атом Н однієї молекулиможе притягуватися до електронегативного атома сусідньої молекули і навітьвпроваджуватися в його електронну оболонку. Це зумовлює виникнення водневого зв’язку.

Водневий зв’язок – це електростатична взаємодія між протонізованим атомом Гідрогенуоднієї молекули і атомом електронегативного елемента, що несе негативний ефективний заряді входить до складу іншої молекули

Енергія водневого зв’язку становить 8-40 кДж/моль і за міцністю дещо перевищує енергіюміжмолекулярної взаємодії, проте набагато менша за енергію ковалентного зв’язку. Енергіяводневого зв’язку зменшується зі збільшенням температури, тому він більш характерний дляречовин у твердому і рідкому станах, а в газах виявляється незначною мірою.

Розглянемо утворення водневого зв’язку на прикладі гідрогенфториду HF. При утворенніполярного ковалентного зв’язку між атомом Н і атомом F, який характеризується високоюелектронегативністю, електронна хмара атома гідрогену значно зміщується до атому Флуору. Урезультаті атом F набуває суттєвого ефективного негативного заряду, а ядро атома H (протон)із зовнішнього по відношенню до атома Флуору боку майже втрачає електронну хмару. Міжпротоном атома Н і негативно зарядженим атомом F сусідньої молекули виникаєелектростатичне притягання, що й зумовлює утворення водневого зв’язку. Внаслідокводневого зв’язку молекули гідрогенфториду у твердому, рідкому і навіть газоподібному станахасоційовані у зигзагоподібні ланцюги (рис.4.26а). У структурних формулах водневий зв’язокпозначається трьома точками (рис. 4.26б).

Рисунок 4.26 – Водневий зв'язок в HF: а) молекулярна модель у вигляді зигзагоподібноголанцюгу; б) структурна формула

Схильність до утворення водневих зв’язків зумовлює специфічні властивості НF.Експериментально встановлено, що при температурі, близькій до температури кипіння, йогосередній склад приблизно відповідає формулі (НF)4. Навіть у водному розчині зв’язок міжмолекулами HF настільки міцний, що «одноосновна» гідрогенфторидна кислота дає кислі солі,наприклад КНF2 з кислотним залишком [F–H • • • F]–. У кристалічному стані HF утворюєорторомбічні кристали, які сладаються з ланцюгових структур.

Асоціація молекул HF спричиняє аномально високі температури плавлення і кипіння порівняноз гідрогенвмісними сполуками інших елементів підгрупи VІІА (рис.4.27). Те, що кислота НF навідміну від HCl, HBr i HI належить до слабких електролітів, також є результатом асоціаціїмолекул HF у водневому розчині.

Рисунок 4.27 Залежність температур плавлення і кипіння сполук елементів IVA-VIIA-підгруп згідрогеном від молярної маси

Подібна картина спостерігається й серед сполук елементів VIА-підгрупи з Гідрогеном (H2O,H2S), серед яких вода займає особливе місце: вона характеризується аномально високимитемпературами плавлення і кипіння (рис. 4.27). Водневі зв'язки в ній утворюються за рахуноквзаємодії протонізованого атома Н (δ+) однієї молекули і атомом О іншої молекули, на якомузосереджений частковий негативний заряд (δ–):


Водневі зв’язки у рідкій воді сприяють утворенню асоціатів молекул H2О – димерів, тримерівтощо. Внаслідок утворення водневого зв’язку в кристалі льоду, наприклад, молекули водиасоційовані і мають ажурну просторову структуру, в якій кожний атом оксигену розміщений вцентрі тетраедра, вершини якого займають атоми Гідрогену. Саме цим зумовлюється більшнизька густина твердої води (льоду) порівняно з рідкою.

Звичайно водневий зв’язок поділяють на два типи:

Міжмолекулярний водневий зв’язок, який здійснюється між окремими молекулами,наприклад, Н2О, HF, NH3·H2O, між молекулами води і спиртів чи органічних кислот;Внутрішньомолекулярний водневий зв’язок, що виникає між атомами однієї великоїмолекули, наприклад, в йонах [HF2]¯, [H(H2O)2]+) і в багатьох органічних сполуках – приформуванні структур білків, полісахаридів, подвійної спіралі ДНК (α-спіралі, β-складки)тощо.

Водневий зв’язок відіграє важливу роль при асоціації молекул, кристалізації, розчиненні,утворенні кристалогідратів, електролітичній дисоціації, в хімії органічних сполук, полімерів,білків. Водневі зв’язки помітно впливають на фізичні властивості води і багатьох органічнихрідин (спиртів, карбонових кислот, амідів кислот, естерів).

Цікавим є такий факт. Наявністю водневих зв’язків пояснюється блакитний колір чистої водиу досить значній її товщі. Коли одна молекула Н2О коливається, вона примушує коливатися йсполучені з нею водневими зв'язками інші молекули. На збудження таких коливаньвитрачаються червоні проміні сонячного світла як найбільш відповідні за енергією. Тому зсонячного спектра «відфільтровуються» червоні проміні (їх енергія поглинається і розсіюєтьсямолекулами води внаслідок їх коливання у вигляді тепла), але починає проступати інша ділянкаспектру – блакитна, що забарвлює воду блакитним кольором. Однак для цього сонячномупроменю необхідно проникнути не менш, ніж двохметровий шар чистої води.

Приклади розв’язання типових задачПриклад 4.1. Визначити стехіометричну валентність Хрому в оксидах: а) CrO, б) Cr2O3, в) CrO3.

Розв’язок. Для бінарних сполук загального вигляду AxBy виконується рівність:x·m = y·n,де А і В – умовні символи деяких атомів, x і y – індеки, m і n – стехіометричні валентності.а) В оксиді CrO індекси однакові (x = y = 1). Однак оксиген виявляє постійну валентність: n =

ІІ. Тодіm·1 = ІІ·1, звідки m = ІІ:

б) в оксиді Cr2O3 – індекси дорівнюють: x = 2 і y = 3. Оскільки валентність оксигену постійна(n = ІІ), то:

m·2 = ІІ·3, звідки m = III:

в) в оксиді CrO3 – індекси такі: x =1 і y = 3, а валентність оксигену постійна (n = ІІ), тоді:m·1= ІІ·3, звідки m = VI:

Приклад 4.2. Скласти формулу сполуки KxMоyOz, враховуючи, що стехіометричнавалентність Молібдену в ній дорівнює VI.

Розв’язок. Для визначення індексів x, y і z в оксигенвмісній речовині загального складуАxВyOz зпираємося на правило: в сполуках типу АxВyOz сумарна валентність елементів А і Вдорівнює сумарній валентності всіх атомів оксигену:

x·m + y·n = z·ІІ.Валентність елементів калію та оксигену постійні (відповідно I і II), тому на основі наведеного

правила одержимо рівнянняІ·х+VІ·y=ІІ·z.Далі скористаємося методом підбору. Підставимо у ліву частину рівняння мінімальні значення

індексів x і y (x=y=1). Маємо: І∙1+VІ∙1=7. Цьому ж повинна дорівнювати і права частина рівності(ІІ·z=7), але в такому випадку отримаємо дробове значення індексу z (z=7/ ІІ·= 3,5), що вступає упротиріччя з стехіометричними вимогами цілочисельного співвідношення атомів у молекулі(формула АВO3,5 не може бути вірной!). Повернемося до методу підбору. Зрозуміло, що тепер упершу чергу слід подвоїти індекс біля символу елемента А, тому візьмемо: х=2, у=1. І зновуперевіримо, підставивши нові індекси у ліву частину рівняння: І∙1+VІ∙1=8, тоді права частинаІІ·z=8, звідки z=8/ ІІ·= 4. Отже шукані індекси і формула сполуки є такими: х=2, у=1, z=4

Приклад 4.3. Яку ковалентність можуть виявляти елементи C, O, S, Ti? Складітьелектронно-графічні схеми розміщення валентних електронів в атомах цих елементів узбудженому стані.

Розв’язок. Ковалентність можна визначити за числом неспарених електронів в атомі, щоперебуває в основному чи збудженому стані. В основному стані електронні конфігураціївалентних електронних шарів атомів C, O, S, Ti описуються за допомогою електронно-графічнихсхем:

Видно, що в основному стані атоми всіх заданих елементів містять по два неспаренихелектрони, це відповідає ковалентності 2 і свідчить про можливість утворення двохковалентних зв’язків. Атоми C, S, Ti при переході у збуджений стан здатні підвищити своюковалентність за рахунок розпарювання спарених електронів, а у атома О така можливістьвідсутня, оскільки він не має вакантних валентних орбіталей. Електронно-графічні схеми атомівC, S, Ti у збудженому стані:


Електронно-графічні схеми показують, що у збудженому стані атом С має чотири неспаренихелектрони, тому виявляє ковалентність 4; атом S може мати чотири або шість неспаренихелектронів, тому виявляє ковалентність 4 чи 6 відповідно. Атом Ti має чотири неспаренихелектрони, тому виявляє ковалентність 4.

Приклад 4.4. Дайте аргументовану відповідь, чому елементи VIA-підгрупи оксиген О і селенSe виявляють різну вищу валентність?

Розв’язок. Електронна структура зовнішніх енергетичних рівнів для незбуджених атомівоксигену і селену виражається однією спільною електронною структурою ns2np4б, де n – номерзовнішнього рівня. З електронно-графічної схеми атома О

видно, що кількість неспарених електронів, яка зумовлює ковалентність оксигену, дорівнюєдвом. Відсутність на другому енергетичному рівні d-підрівня і неможливість розпаровуванняспарених електронів є перешкодою для переходу О у збуджений стан, тому оксиген не здатнийвиявляти більш високу вищу валентність.

Аналогічно розподіляються валентні електрони на зовнішньому рівні і в основному стані атомаСелену:

Тобто ковалентність Se в основному стані теж дорівнює двом. Однак на відміну від оксигенуатом Se може переходити у збуджений і розпаровувати спарені s- і p-електрони завдякинаявності на четвертому енергетичному рівні вільного d-підрівня. Це відповідає ковалентностіIV і VI:

Приклад 4.5. За яким механізмом утворені зв’язки в йоні гідроксонію Н3О+?Розв’язок. В молекулі Н2О (Н–О–Н) є два ковалентні зв’язки О–Н, утворені за обмінним

механізмом при перекриванні одноелектронних орбіталей двох атомів Н с одноелектроннимиорбіталями атома оксигену:

Йон гідроксонію утворюється в результаті приєднання йона Н+ до молекули води:Н2О + Н+ Н3О+,внаслідок чого за донорно-акцепторним механізмом утворюється третій зв’язок О–Н. При

цьому донором виступає атом О: (за рахунок неподіленої електронної пари), а акцептором – йонН+, який надає вакантну орбіталь:

Приклад 4.6. Який атом є донором, а який – акцептором при утворенні зв’язку в молекуліNH3·BF3?

Розв’язок. В молекулі NH3·BF3 центральними атомами є атом N і збуджений атом B*, щомають такі електроні конфігурації:

У атома N в молекулі NH3 після утворення за обмінним механізмом трьох ковалентних зв’язківN–H залишається ще одна неподілена пара електронів. З іншого боку, у збудженого атома БоруВ* в молекулі BF3 після утворення трьох ковалентних зв’язків В–F (теж за обмінним механізмом)одна валентна орбіталь є вільною. Тому атом-акцептор – Бор – надає свою вакантну орбітальдля неподіленої електронної пари атома-донора N: для утворення ще одного ковалентногозв'язку N–B, але вже за донорно-акцепторним механізмом відповідно до схеми:

Приклад 4.7. На підставі будови молекули СО визначте напрямленність і кратність зв'язку.Розв’язок. Атом карбону в основному стані (2s22p2) має два неспарених електрони, за

рахунок яких утворюються два ковалентних зв’язка з неспареними електронами атома О(2s22p4) за обмінним механізмом.

Напрямленність зв’язків чи зумовлюється природою одноелектронних орбіталей ірозташуванням електронної густини зв’язку, що утворюється. При вісьовому перекриванні однієїр-орбіталі атома С з р-орбіталлю атома О електронна густина локалізується у між’ядерномупросторі, тобто утворюється один -зв’язок. Дві інші одноелектронні р-орбіталіперекриваються по обидва боки від вісі зв’язку, утворюючи -зв’язок, для якого притаманнебокове перекривання. Однак у молекулі СО виникає ще один -зв’язок, але вже за донорно-акцепторним механізмом за рахунок неподіленої електронної пари атоми О – донора – і вільноїорбіталі атома С – акцептора. Таким чином, усього в молекулі СО є три зв’язки, тому кратністьдорівнює трьом, тобто зв’язок потрійний: С≡О.

Приклад 4.8. В який бік зміщується електронна густина ковалентного зв’язку в молекулахOF2, CCl4, PCl5, H2O, H2S?

Розв’язок. Всі задані молекули складаються з атомів різних елементів, які відрізняються засвоєю електронегативністю, тому утворені ними зв’язки є полярними. На підставі шкалиелектронегативності визначаємо напрямок зміщення спільних електронних пар і показуємо йогострілками. Зміщення зв’язку в молекулі OF2 відбувається за напрямком: O→F, в молекулі CCl4 –C→Cl, в молекулі PCl5 – P→Cl, в молекулі H2O – H→O, в молекулі H2S – H→S.

Приклад 4.9. Яку геометричну форму мають: а) молекула ; б) йон IO3–?Розв’язок. Під час аналізу геометричної будови молекул та йонів доцільно дотримуватися

такого алгоритму:1. Скласти графічну формулу сполуки і встановити в ній кількість - та –зв'язків;


2 . Скласти електронно-графічну схему для центрального атома, враховуючи йоговалентність у сполуці;

3 . За видом та кількістю АО, що містять валентні електрони, визначити тип гібридизаціїцентрального атома. Якщо в молекулі є -зв’язки, то з передбаченої кількості гібриднихорбіталей вилучити стільки зовнішніх АО, скільки -зв’язків міститься у молекулі;

4. Визначити число незв'язувальних електронних пар;5 . Встановити геометричну форму молекули, враховуючи тип гібридизації центрального

атома та число незв’язувальних електронних пар.а) З графічної формули молекули сірководню (H–S–H) видно, кратність кожного зв’язку S–H

дорівнює одиниці (зв’язки одинарні), тобто атом Сульфуру в H2S утворює два σ-зв’язки (і неутворює -зв'язків), тому Сульфур в H2S виявляє ковалентність два, що відповідає наявностідвох неспарених електронів. Двохвалентному стану атома S відповідає така електронно-графічна схема:

Але для досягнення рівноцінності двох зв’язків S–H центральний атом S піддаєтьсяsp3-гібридизації, яка теоретично повинна забезпечити тетраедричну форму молекули івалентний кут 109,5o. Однак неспарені електрони, що перебувають на двох sp3-гібридизованихорбіталях, утворюють два -зв’язки при перекриванні з s-орбіталями двох атомів H. На двохінших sp3-гібридизованих орбіталях атома містяться дві незв’язувальні пари, підвищенаелектронна густина яких сприяє стисненню валентного кута і значному його зменшеннюпорівняно з тетраедричним кутом (109,5o). Отже, молекула H2S має кутову форму

б) Як один з способів утворення йона IO3– можна розглядати дисоціацію йодної (йодатної)кислоти:

З графічної формул кислоти НIO3 та йона IO3– видно, що атом Йода бере участь в утворенніп’яти зв’язків, а саме: трьох - і двох -, тому ковалентність дорівнює п’яти, а атом Іперебуває у збудженому стані і має п’ять неспарених електронів:

Для утворення трьох ковалентних зв’яків І–О атом Йоду піддається sp3-гібридизаціїї,внаслідок якої виникає чотири гібридизовані орбіталі, одна з яких містить неподіленуелектронну пару, а на трьох інших містяться неспарені електрони, за рахунок яких утворюєтьсятри -зв’язки I–O. Негібридизовані неспарені електрони, що розміщуються на d-підрівні, йдутьна утворення двох -зв’язків. Наявність неподіленої електронної пари на sp3-гібридизованихорбіталях атома Йоду спричиняє відхилення валентного кута від тетраедричного (109,5o), томуйон IO3– має форму тригональної піраміди:

Приклад 4.10. Чи є молекули HF, CCl4 і H2O, моделі яких наведені нижче, диполями?

Розв’язок. До диполів належать такі молекули з неполярними ковалентними зв’язками, вяких центри тяжіння позитивних зарядів ядер і негативних зарядів електронних оболонок неспівпадають. Дипольний момент складної молекули – це векторна сума дипольних моментівокремих зв’язків. Тому лінійна молекула HF, в якій вектор диполю напрямлений від атома Н доатома більш електронегативного елемента F, є полярною, тобто уявляє собою диполь. Кутовамолекула H2O, в якій завдяки двом неподіленим електронам на незв’язувальних орбіталях,електронна густина розподілена нерівномірно, теж є диполем. А симетрична молекулатетраедричної будови CCl4, незважаючи на полярність кожного окремого зв’язку C–Cl, в ціломунеполярна, оскільки в ній відбувається компенсація векторів всіх зв’язків.

Приклад 4.11. На основі метода валентних зв’язків розберіть будову молекули N2O,виходячи з того, що метод ВЗ припускає наявність в молекулі N2O атомів нітрогену у двох різнихвалентних станах N– і N+.

Розв’язок. За допомогою електронно-графічних схем покажемо електронні конфігурації всіхчастинок, що входять до складу N2O. Електронна формула 7N: (…2s22p3)

Якщо до кофігурації 7N додати ще один електрон на 2р-підрівень, одержимо електроннуформулу 7N– (…2s22p4):

А якщо з 2s-підрівня вихідної структури 7N забрати один електрон, отримаємо структуру 7N+

(…2s12p3):

Електронно-графічна схема 8О (…2s22p4):

З розподілу електронів по квантових комірках легко встановити ковалентність атомів: для7N+ вона дорівнює чотирьом (чотири неспарених електрони), а для 7N– і О – двом. Зрозуміло, щов молекулі N2O центральним атомом буде чотиривалентний 7N+, який піддається sp-гібридизації і за рахунок двох гібридизованих електронів утворює з атомами 7N–і О два σ-зв’язки, які розташовуються під кутом 180о (і визначають лінійну будову молекули), а за рахунокнегібридизованих рz- і ру-електронів – ще два π-зв’язки з сусідніми 7N–і О. У свою чергу атоми7N–і О, що мають однакову електронну будову, для утворення σ-зв’язків постачають по одномуру-електрону, а для π-зв’язків – по одному рz-електрону. Будову молекули можна відобразитиструктурною формулою N–=N+=О, звідки наочно видно, що молекула N2O містить дваподвійних зв’язки: два σ- (N–N і N–O) і два π-зв’язки (N–N і N–O).

Приклад 4.12. Як можна пояснити, що за кімнатної температури вода є рідиною, асірководень – газом, незважаючи на те, що молярна маса сірководню майже вдвічі перебільшуємолярну масу води?

Розв’язок. Оксиген має більшу електронегативність, ніж Сульфур, тому водневі зв’язки, що

Окисно-відновні реакції 41

виникають між молекулами води, є більш міцними порівняно з водневими зв’язками, щовиникають між молекулами сірководню. Розрив водневих зв’язків між молекулами води,необхідний для переходу води в газоподібний стан, потребує значних витрат енергії. Тому водамає більш високу температуру кипіння, ніж сірководень, і за кімнатної температури залишаєтьсярідиною на відміну від газоподібного сірководню.

Окисно-відновні реакції

9.1. Ступінь окиснення. Загальні уявлення про окисно-відновні процеси9.2. Відновлювальна і окиснювальна здатність речовин

9.2.1. Типові відновники9.2.2. Типові окисники9.2.3. Окисно-відновна двоїстість

9.3. Рівняння окисно-відновних реакцій9.3.1. Метод електронного балансу

9.4. Приклади розв’язання типових задач

Ключові терміни:Вищий (максимальний) ступінь, Нижчий (мінімальний) ступінь, Окисно-відновні реакції,Ступінь окиснення, відновлення, окиснення, окисно-відновна двоїстість, проміжнийступінь окиснення

9.1. Ступінь окиснення. Загальні уявлення про окисно-відновні процесиУ природі та техніці більшість реакцій супроводжується зміщенням чи повним передаваннямелектронів від одних взаємодіючих частинок до інших. Ці процеси мають надзвичайно важливезначення і являють собою особливий вид хімічної взаємодії – окисно-відновні реакції.

Окисно-відновні реакції – це хімічні реакції, які відбуваються зі зміною ступенів окиснення уатомів одного чи декількох елементів.

Як приклад природних окисно-відновних реакцій можна навести процеси фотосинтезу,дихання та метаболізму, що відбуваються в живих організмах. У промисловості на основі окисно-відновних процесів базується безліч технологічних операцій, а саме: добування металів,виробництво кислот, лугів, солей та інших неорганічних і органічних сполук. Окисно-відновніреакції є невід’ємною складовою частиною електрохімічних процесів, що буде розглянутоокремо. Однак, крім позитивного, окисно-відновні реакції можуть інколи мати і негативнезначення і бути причиною великих збитків. Наприклад, корозія металів, лісові пожежі, утворенняшкідливих і токсичних речовин внаслідок згоряння палива при роботі ТЕЦ і двигуніввнутрішнього згоряння, виробництві певних речовин.

Під час окисно-відновних реакцій змінюється валентний стан взаємодіючих атомів завдякиперерозподілу електронної густини при утворенні хімічних зв’язків. Внаслідок цього змінюютьсяступені окиснення атомів.

Ступінь окиснення – це умовний заряд атома в молекулі, який визначається, виходячи зприпущення, що молекула складається з одноатомних іонів.

При цьому знак заряду гіпотетичного іона встановлюється з урахуванням полярностіковалентного зв’язку та зміщення спільних електронних пар у бік атома більшелектронегативного елемента, який набуває від’ємного ступеня окиснення, а атом з меншоюелектронегативністю – додатного. Ступінь окиснення записується арабськими цифрами угорінад символом хімічного елемента з попереднім знаком « +» або «–»,наприклад,

Слід зазначити, що заряди іонів у сполуках на відміну від ступеня окиснення записуються

арабськими цифрами із знаком «+» або «–» після цифри і розміщуються угорі праворуч відсимволів хімічних елементів, наприклад, Mg2+, Cl–, PO43–.

Визначаються ступені окиснення атомів у сполуках, виходячи з певних правил.

1. Атоми елементів у простій сполуці мають ступінь окиснення, який дорівнює 0:

2. Cтупінь окиснення оксигену у складних сполуках дорівнює –2, за винятком пероксидів

(Н2О2–1, Na2O2–1), озонідів (КО3–1/3), надпероксидів (К2О4–1/2), оксиген фторидів (O+2F2,O2+1F2).

3. Гідроген у складних сполуках має ступінь окиснення +1, крім гідридів активних металів:

4. Флуор, як найбільш електронегативний елемент, у складних сполуках завжди виявляє

ступінь окиснення –1.5. Ступінь окиснення лужних металів у складних сполуках дорівнює +1, а лужноземельних –

+2.6. У нейтральних молекулах та кристалах алгебраїчна сума ступенів окиснення всіх атомів

дорівнює нулю (рис.9.1а), а у будь-якому іоні – заряду іона (рис.9.1б). Виходячи з цього,визначаються ступені окиснення атомів усіх елементів у молекулі або іоні. Наприклад,ступені окиснення атомів S і Cr в молекулі BaSO4 та іоні Cr2O72– можна обчислити заметодом простих алгебраїчних рівнянь з одним невідомим:




















Рисунок 9.1 – Схема алгоритму визначення невідомого ступеню окиснення на прикладімолекули СО2 та іона SО42–

7. Вищий (максимальний) ступінь окиснення для більшості елементів, за невеликим винятком(елементи VІІІ групи, F, O, Br) , визначається за номером групи періодичної системи:max.ст.ок.= № групи. Наприклад, елементи N, Mn, Ge, Se, Cr і Ga розміщуються відповідноу VA-, VIIВ-, IVA-, VIA-, VIB- і IIIA-підгрупах, тому для кожного з них максимальний ступіньокиснення є таким:

Однак цьому правилу не підкоряється частина d-елементів (рис.9.2), а також такі р-елементи, над символами яких зазначений максимальний ступінь окиснення:

Рисунок 9.2 – Ступені окиснення d-елементів8. Нижчий (мінімальний) ступінь окиснення для атомів елементів ІVА-VІІА-підгруп

розраховується із співвідношення: min.ст.ок. = (№ групи – 8), наприклад, селен єелементом VІА-підгрупи, тому його нижчий ступінь окиснення: 6–8=–2. Для d-елементівнижчий ступінь окиснення дорівнює нулю. Приклади мінімальних ступенів окисненнядеяких елементів:

Розглянемо особливості визначення ступеня окиснення на прикладі сполук NH3 i NO2. Вамоніаку нітроген має негативний ступінь окиснення як більш електронегативний елементпорівняно з гідрогеном (значення електронегативностей цих елементів складають:

і ). У нітроген (ІV) оксиді більш електронегативним є оксиген

, тому атом N набуває вже позитивного ступеня окиснення:

У цілому ступінь окиснення атомів у сполуках може бути позитивним, негативним,

дорівнювати нулю, набувати цілочислових або дробових значень, наприклад:

Ступінь окиснення не слід ототожнювати з валентністю атомів навіть тоді, коли їхабсолютні значення випадково збігаються. Валентність визначається кількістю зв’язків,якими даний атом сполучається з іншими атомами, тому вона не може мати від’ємнихзначень або дорівнювати нулю. Наприклад, чотиривалентний атом карбону виявляє різніступені окиснення у сполуках

Ступінь окиснення також не має нічого спільного з дійсним, або ефективним зарядом атомів усполуках. Наприклад, у сполуках Cr+3Cl3 і K2Cr+6О4 атоми хрому (+3) і хрому (+6) маютьефективні заряди відповідно +1,2 і 0,2.

Необхідно пам’ятати, що ступінь окиснення є поняттям умовним і певною мірою формальним,однак широко використовується при вивченні окисно-відновних властивостей речовин і прирозрахунках коефіцієнтів у окисно-відновних реакціях.

В окисно-відновних реакціях змінювання ступенів окиснення зумовлене зміщенням електроніввід атомів одного елемента до атомів іншого, але формально це зміщення може вважатисяповним переходом електронів від атомів одного елемента до атомів іншого, наприклад:

.Розглянемо горіння металевого магнію за рівнянням

яке супроводжується переходом двох електронів атома магнію до атома оксигену, внаслідокчого утворюються негативно заряджені іони оксигену, які набувають стабільної електронноїконфігурації 2s22p6:

О0 + 2ē → O2–.Атом магнію після віддавання двох 4s-електронів теж набуває стабільної електронної

конфігурації (2s22p6), перетворюючись у позитивний іон:Mg0 – 2ē → Mg2+.Процес віддавання атомом електронів, що супроводжується підвищенням ступеня

окиснення, називається окиснення , а процес приєднання електронів, при якому ступіньокиснення зменшується, – відновлення .

Атом, який приєднує електрони і зменшує свій ступень окиснення,називається окисник, а атом, що віддає електрони і підвищує свій ступіньокиснення, називається відновник.

Терміни «окисник» і «відновник» поширюються і на сполуки, що містятьвідповідно атоми-окисники і атоми-відновники.


Для розглянутої реакції горіння магнію речовиною-окисником є кисень, якій відновлюєтьсявнаслідок реакції, а речовиною-відновником – магній, який піддається окисненню:

Окисник: – відновлення,Відновник: – окиснення.

Підвищення ступеню окиснення при віддаванні електронів і зниження ступеню окиснення при їхприєднанні зручно уявити, користуючись графічною шкалою (рис.9.3) і пам’ятаючи пронегативний заряд самих електронів.

Рисунок 9.3 Підвищення та зниження ступеню окисненняТерміни «окиснення» і «відновлення» зберігаються і в тому випадку, коли електрони лише

зміщуються від якогось атома (процес окиснення) або до нього (процес відновлення). Обидвапроцеси є обов’язковими та взаємозалежними складовими однієї загальної реакції івідбуваються одночасно, тому неможливий перебіг відновлення без окиснення і навпаки(рис.9.4).

Рисунок 9.4 Взаємозалежність процесів окиснення та відновлення

9.2. Відновлювальна і окиснювальна здатність речовинОкисно-відновні властивості речовин залежать від багатьох чинників: будови атомів іположення елементів у періодичній системі, а також від значення ступеня окиснення елементів,що входять до складу сполуки.


У малих періодах із зростанням порядкового номера елемента зменшується атомний радіус, акількість валентних електронів на зовнішньому шарі збільшується, тому послаблюєтьсяздатність атома віддавати електрони і, навпаки, посилюється здатність приєднувати їх, тобтовідновні властивості зменшуються, а окисні – зростають.

У головних підгрупах у міру збільшення заряду ядра зростає як кількість електронних шарів,так і радіус атома, зовнішні електрони розміщуються все далі від ядра і дужче екрануютьсявнутрішніми електронними шарами. Через те полегшується віддавання електронів (отже,посилюється відновна активність) і ускладнюється їх приєднання (послаблюються окиснівластивості атомів елементів).

9.2.1. Типові відновникиДо типових відновників належать такі групи сполук.

1. Нейтральні атоми, на зовнішньому рівні яких міститься невелика кількість електронів (1-4):метали та деякі неметали (Н2, В, С, Si). У цій групі відновників особливо важливими єметали ІА-, ІІА-підгруп, Al, Zn, Fe, а також лантаноїди і актиноїди. Відновні властивостіметалів у реакціях, що протікають у водних розчинах, зменшуються від початку до кінцяряду напруг металів:

У хімічних реакціях неметали Е0 і метали Ме0 віддають електрони і окиснюються засхемою:

Е0 – nē → E+n.Ме0 – nē → Ме+n.

2. Негативно заряджені іони неметалів En–, які здатні віддавати не тільки надлишковіелектрони, але і власні електрони зі свого зовнішнього електронного шару. Наприклад,сульфід-іон може окиснюватися до вільної сірки і до більш високих ступенів окиснення:

При однаковому негативному заряді відновна властивість іонів зростає із збільшенняматомного радіуса. Так, серед галогенід-іонів відновні властивості посилюються в ряді: Cl–1,Br–1, I–1. Фторид-іон F–1 відновних властивостей взагалі не виявляє. До цієї ж групивідновників належать також гідриди лужних та лужноземельних металів (NaH, CaH2), щомістять гідрид-іон Н–1, який легко окиснюється:

3. іони деяких металів у низьких ступенях окиснення, які здатні виявляти і більш високі

ступені окиснення, наприклад:

4. Cкладні іони або молекули, що містять атоми у проміжних ступенях окиснення, тежвиявляють відновні властивості, наприклад:

9.2.2. Типові окисникиДо типових окисників належать такі групи сполук.

1. Нейтральні атоми і молекули неметалів. Найсильніші окисники серед простих речовинмістяться у VІІА- і VІА-підгрупах (атоми цих елементів можуть приєднувати відповідноодин або два електрони), а найслабкіші – атоми елементів ІVА-підгрупи, яким до набуттястабільної електронної конфігурації необхідно приєднати аж чотири електрони. У межаходнієї підгрупи із зростанням порядкового номера окисні властивості зменшуються, томунайактивнішим окисником є фтор.F20 + 2ē → 2F–1,

O20 + 4ē → 2O–2,C0 + 4ē → C– ,Cl20 + 2ē → 2Cl–1.

2. Позитивно заряджені іони металів, які здатні приєднувати електрони і відновлюватися.Окисні властивості іонів металів у реакціях, що перебігають у водних розчинах,зменшуються від кінця ряду напруг до його початку, тобто найсильнішим окисникомсеред позитивно заряджених іонів металів є катіони ауруму (+3):Au+3 + 3ē → Au0,

Cu+2 + 2ē → Cu0.Якщо металу притаманні змінні ступені окиснення, то його окиснювальна властивість тимсильніша, чим вищий ступінь окиснення виявляють атоми метала. Наприклад, Cu3+ єбільш сильним окисником, ніж Cu2+.

3. Позитивно заряджені іони гідрогену Н+, що містяться у розчинах неокиснювальних кислот(наприклад: H2SO4(розв), H3РO4, HCl, HBr, H2S, органічні кислоти), виявляють окиснівластивості, тому можуть окиснювати метали, які стоять у ряді напруг до водню, а саміпри цьому відновлюються:2Н+1 + 2ē → H20.

4. Складні молекули чи іони, що містять атоми елементів у максимальному (або достатньовисокому) ступені окиснення: концентровані H2SO4 i HNO3 та їх солі; сполуки, до складуяких входять іони ClО3–, MnО4–, MnО42–, CrО42–, Cr2O72– тощо. При цьому глибина іхарактер відновлення залежать від умов реакції: типу відновника, концентрації реагенту,середовища, природи розчинника, температури. Наприклад, концентрована сульфатнакислота може відновлюватися різним чином залежно від положення металу в ряді напруг:чим активніший метал і чим вища концентрація H2SO4, тим глибше її відновлення, якевідбувається за однією із схем:

Розведена нітратна кислота теж може відновлюватися металами до різних продуктів, що


містять атоми нітрогену в невисоких ступенях окиснення, наприклад: N+2O, N+12O, N02, N–3H3(або N–3H4N+5O3, якщо HNO3 береться у надлишковій кількості). У цьому випадкуспостерігається зворотна залежність: чим активніший метал і чим сильніше розведена кислотаHNO3, тим глибше вона відновлюється.

Характер відновлення перманганат-іону залежить від середовища (рис.9.5): в кислому MnО4–

відновлюється до Mn+2, у нейтральному – до Mn+4, у лужному – до Mn+6.

Рисунок 9.5 – Характер відновлення калій перманганату КMnО4 залежно від кислотностісередовища у розчині

9.2.3. Окисно-відновна двоїстістьСтупінь окиснення атомів певного елемента у конкретній сполуці суттєво впливає на окисно-відновні властивості. При підвищенні ступеня окиснення збільшується окиснювальна здатністьатомів елемента, а при зниженні – навпаки, посилюються відновлювальні властивості. Дляприкладу розглянемо ряд нітрогеновмісних сполук:

Нітратна кислота HNO3, в якій нітроген (+5) виявляє максимальний ступінь окиснення,

характеризується лише окисними властивостями і може тільки відновлюватися за однією ізсхем:

Амоніак NH3 містить атоми нітрогену (–3) у мінімальному ступені окиснення, тому він може

бути лише відновником і здатний тільки окиснюватися, наприклад:

Сполуки, в яких N перебуває у проміжних ступенях окиснення (від +4 до –2), залежно від

умов можуть виявляти як окисний, так і відновний характер, тобто окисно-відновну двоїстість:

Деякі речовини, що містять атоми елементів у проміжному ступені окиснення, залежно від

характеру сполуки, з якою вони взаємодіють, можуть виявляти відновні або окисні властивості.Наприклад, Н2О2 та інші пероксиди з більш сильними відновниками поводять себе як окисники івідновлюються внаслідок реакції:


а з більш сильними окисниками – як відновники, що окиснюються під час реакції:

Відновлення гідрогенпероксиду Н2О2 калій перманганатом KMnO4.Аналогічні властивості характерні і для багатьох інших сполук:

нітритна (азотиста) кислота HNO2 та її солі нітрити, до складу яких входить нітрит-іонNO2–, наприклад:

сульфітна кислота H2SO3 та її солі сульфіти, що містять сульфіт-аніон SO32–:

вільні галогени хлор, бром, йод (крім фтору F2), наприклад, йод:

фосфор:

сірка:

Підсумовуючи розглянуті відомості про окисники та відновники, можна зробити загальнийвисновок:

Атоми елементів, що мають вищий (максимальний) ступінь окиснення, можуть лишеприймати електрони і тому в окисно-відновних реакціях виявляють виключно окиснювальнівластивості.

Наприклад:HN+5O3, HCl+7O4, H2S+6O4 KMn+7O4, K2Cr+6

2O7Атоми елементів що мають нижчий (мінімальний) ступінь окиснення, можуть лише

віддавати електрони і тому виявляють тільки відновлювальні властивості.Наприклад:Mg0, Al0, Fe0, N–3H3, H2S–2, HCl–1.Атоми елементів, які мають проміжний ступінь окиснення, можуть як

приєднувати електрони, так і віддавати їх, тому залежно від умов здатні виявляти якокиснювальні, так і відновлювальні властивості - окисно-відновна двоїстість.

Наприклад:

9.3. Рівняння окисно-відновних реакційБудь-який окисно-відновний процес можна умовно поділити на дві напівреакції: окиснення івідновлення. Для складання рівнянь окисно-відновних реакцій необхідно оцінити окисно-відновні властивості реагентів і визначити речовину-окисник, до складу якої входять атомиелемента у максимальному (або близькому до нього) ступені окиснення, та речовину-відновник,що містить атоми елемента в низькому ступені окиснення. Далі виходячи з хімічного характерукожного з цих елементів, слід спрогнозувати склад сполук, що утворюються внаслідокнапівреакцій окиснення та відновлення, а також склад побічних продуктів, і розставитикоефіцієнти.

При складанні окисно-відновних реакцій застосовують два методи: електронного балансу таіонно-електронний. Обидва методи ґрунтуються на умові: в окисно-відновних реакціях кількістьелектронів, що віддає відновник, повинна дорівнювати кількості електронів, яку приймаєокисник.


9.3.1. Метод електронного балансуДосить велику кількість окисно-відновних реакцій неможливо урівняти простим підборомкоефіцієнтів, тому частіше звертаються до метода електронного балансу. Для прикладузапишемо схему взаємодії між алюмінієм і киснем:

Al + O2 → Al2O3.Оскільки баланс – це рівність, необхідно зрівняти кількість електронів, що віддає відновник, з

кількістю електронів, що приєднує окисник. Для цього спочатку визначають ступені окисненняелементів до і після реакції:

З порівняння ступенів окиснення видно, що атоми Al віддають електрони і набуваютьпозитивного ступеня окиснення, а атоми О, навпаки, приєднують електрони і набуваютьнегативного ступеня окиснення. Щоб одержати ступінь окиснення +3, атом алюмінію повиннийвіддати три електрони, а двом атомам оксигену для досягнення ступеня окиснення –2необхідно прийняти чотири електрони, як показано на схемі:

Щоб кількості прийнятих і відданих електронів зрівнялися, кожний член першої напівреакціїнеобхідно помножити на 4, а другої – на 3, внаслідок чого кількість електронів в обох випадкахстає рівною 12:

4Al0 – 12ē → 4Al+3

3О20 + 12ē → 6О–2

Отже, електронний баланс досягнуто і одночасно зрівнялися кількості атомів кожногоелемента до і після реакції. Після цього одержані коефіцієнти переносять у рівняння реакції:

4Al + 3O2 = 2Al2O3.Алгоритм методу електронного балансу розглянемо докладніше на іншому прикладі –

взаємодії калій дихромату з концентрованою соляною (хлоридною) кислотою.

1. Записують у молекулярній формі реагуючі речовини, вказуючи ступені окиснення всіхелементів:К2+1Cr2+6O7–2 + H+1Cl–1 → …

2. Визначають, яка сполука виступатиме у ролі окисника, а яка – відновника. У наведеномуприкладі К2Cr2O7 містить хром (+6) у максимальному ступені окиснення, тому він можебути тільки окисником, який у кислому середовищі звичайно відновляється до Cr+3. Асполука HCl, в якій хлор (–1) виявляє мінімальний ступень окиснення, буде відновником.Найімовірніше, що хлор (–1) окиснюється до вільного хлору. Очевидно, що продуктамиреакції будуть такі речовини:К2Cr2+6O7 + H+1Cl–1 → Cr+3Cl3–1 + Cl20 + K+1Cl–1 + H2O.

3. Зазначають елементи із змінними ступенями окиснення, вказуючи елемент-окисник іелемент-відновник. При цьому враховують кількість атомів кожного елемента, щоміститься у сполуці. Оскільки К2Cr2O7 має два атоми хрому (+6), то згідно із закономзбереження маси і утворюватися будуть два атоми хрому, але вже в іншому ступеніокиснення, що обов’язково відображається коефіцієнтами. Подвоєння кількості атомів задопомогою індексів застосовується тільки у випадку простої речовини:

4. Розраховують загальні кількості електронів, що приймають атоми окисника і віддаютьатоми відновника:

5. Підбирають множники (основні коефіцієнти) для обох напівреакцій так, щоб післямноження на них кількість електронів, які приймає окисник, дорівнювала кількостіелектронів, які віддає відновник. У схемі електронного балансу ці множники записуютьсяза вертикальною рискою напроти відповідних напівреакцій:

6. Помножують кожний член обох напіреакцій на знайдені основні коефіцієнти. Після цьогоскладають рівняння напівреакцій та скорочують кількість електронів:2Cr+6+ 6e + 6Cl–1– 6ē → 2Cr+3 + 3Cl20,

2Cr+6 + 6Cl–1 → 2Cr+3 + 3Cl20.7. Переносять одержані коефіцієнти у схему окисно-відновної реакції:

K2Cr2O7 + 6HCl → 2CrCl3 + 3Cl2 + KCl + H2O.8. Визначають коефіцієнти для тих речовин, атоми яких не змінили своїх ступенів окиснення.

Слід звернути увагу, що не всі атоми хлору хлоридної кислоти відновлюються до Cl2,частина їх витрачається на утворення солей CrCl3 i KCl, тому коефіцієнт перед HCl повиненураховувати й ті атоми хлору, які не змінили ступеня окиснення:K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2Cl3 + 2KCl + 7H2O.

9.4. Приклади розв’язання типових задачПриклад 9.1. Визначити ступені окиснення елементів в сполуках: NH3, NO2, HNO3, Na3HP2O7.

Розв’язок. В амоніаку NH3 атоми гідрогену виявляють ступінь окиснення +1, отже, сумарнийступінь окиснення на всіх атомах гідрогену в сполуці дорівнює: +1.3=+3. Щоб молекула в ціломубула електронейтральною, атом нітрогену повинний мати ступінь окиснення –3.

Маємо:N–3H+13.У нітроген (IV) оксиді NO2 ступінь окиснення оксигену дорівнює –2, тоді в сумі на двох атомах

оксигену буде –2×2 = –4, а на нітрогені – такий же за абсолютною величиною, але протилежнийза знаком ступінь окиснення, тобто +4.

Отже:N+4O2-2.В нітратній кислоті HNO3 ступені окиснення гідрогену і оксигену дорівнюють відповідно +1 і –

2, а ступінь окиснення нітрогену позначимо через х: H+1NхO–23. Сумарний ступінь окиснення натрьох атомах оксигену дорівнює: –2×3= –6, тоді підрахуємо ступінь окиснення нітрогену: +1+x–6=0, звідки х=+5.

Одержали:H+1N+5O–23.У натрій гідрогендифосфаті Na3HP2O7 постійні ступені окиснення виявляють елементи Na

(+1),H (+1), О (–2). У атомів Р повинний бути такий ступінь окиснення, який забезпечуєелектронейтральність всієї молекули. Складаємо просте алгебраїчне рівняння, позначившичерез х ступінь окиснення атома Р: 3·(+1) + 1·(+1) + 2х + 7·(–2) = 0, звідки 2х = +10, х = +5.


Отже, маємо:Na3+1H+1P2+5O7–2.Приклад 9.2. Визначити ступені окиснення елементів у іонах: NH4+, NO3–, Р2О74–.Розв’язок. При обчисленні невідомого ступеня окиснення в іоні необхідно виходити з правила:

алгебраїчна сума ступенів окиснення всіх атомів у іоні дорівнює його заряду.Тоді для NH4+ маємо:х + 4×(+4) = +1, звідки х = –3.Аналогічно знаходимо ступені окиснення в інших іонах. В NO3–: х + 3·(–2) = –1, звідки х = +5.В Р2О74–: 2 х + 4·(–2) = –4, звідки 2х = +5, х = +5.Таким чином одержали:(N–3H4+1) +, (N+5O3–2)–, (Р2+5О7–2)4–.Приклад 9.3. Який процес – окиснення чи відновлення – відбувається внаслідок

перетворення I2 →IO65–?Розв’язок. Для відповіді визначаємо ступені окиснення йоду в I2 та іоні IO65–. Вони

дорівнюють відповідно 0 і +7. Видно, що атоми йоду підвищили ступень окиснення, отже, I2окислився і втратив електрони. Зважаючи на кількість атомів у простій речовини, при складаннінапівреакції необхідно подвоїти кількість електронів і кількість атомів йоду в продукті.

I20 – 14ē → 2I+7 (процес окиснення).Приклад 9.4. Заповнити пропуски у напівреакціях: а) As+3 …ē → As–3; б) 2Br–1 – 2ē → ....Розв’язок. а) У правій та лівій частинах електронного рівняння (As+3 …ē → As–3) кількість

атомів арсену однакова, а ступінь окиснення знижується (від +3 до –3). Це відбувається увипадку приєднання електронів (процес відновлення). Кількість прийнятих електроніввизначаємо з урахуванням ступенів окиснення атомів As до і після реакції: +3 + хē = –3, звідкихē = –6, а х = 6. Тоді задана схема має вигляд:

As+3 + 6ē → As–3 (процес відновлення).б) В лівій частині схеми (2Br–1 – 2ē → ...) знаходяться два атоми брому, тому і в правій теж

повинно бути стільки ж. Але втрата двох електронів двома атомами Br– 1 (процес окиснення)свідчить про те, що тепер вони набули нульового ступеня окиснення, а це відповідає утвореннюпростої речовини Br20. Отже, схема напівреакції:

2Br–1 – 2ē → Br20 (процес окиснення).Приклад 9.5. На основі обчислень ступенів окиснення телуру в сполуках MgTeO4, H2Te, TeO 2

встановити, яка з наведених сполук може бути тільки окисником, яка– тільки відновником, аяка здатна до диспропорціонування. Відповідь підтвердити за допомогою електронних рівнянь.

Розв’язок. В зазначених сполуках телуру ступені окиснення інших елементів дорівнюють:Н+1, О–2, Mg+2 (оскільки магній є елементом ІІА-підгрупи і має постійний ступень окиснення). Тодіз урахуванням того, що сума ступенів окиснення атомів усіх елементів у нейтральній сполуціповинна дорівнювати нулю, ступені окиснення телуру будуть такими: MgTe +6O4, H2Te–2, Te +4O2.Телур знаходиться у головній підгрупи шостої групи періодичної системи, тому для ньогомінімальним є ступінь окиснення –2, а максимальним – +6.

У максимальному ступені окиснення (Te +6) атоми елемента можуть бути тільки окисниками,тобто лише приєднувати електрони і відновлюватися за однією з таких схем:

Te+6 + 2ē → Te+4 (відновлення),Te+6 + 6ē → Te0 (відновлення),Te+6 + 8ē → Te–2 (відновлення).У мінімальному ступені окиснення (Te –2), навпаки, атоми елемента можуть бути тільки

відновниками – лише віддавати електрони і окиснюватися за однією з таких схем:Te–2 – 2ē → Te0 (окиснення),Te–2 – 6ē → Te+4 (окиснення),Te–2 – 8ē → Te+6 (окиснення).У проміжному ступені окиснення (Te +4) атоми елемента можуть бути залежно від умов як

окисниками, так і відновниками, та можуть піддаватися реакції диспропорціонування, тобтоодночасно окиснюватися

Te+4 – 2ē → Te+6 (окиснення)і відновлюватися:Te+4 + 4ē → Te0 (відновлення),Te+4 + 6ē → Te–2 (відновлення).

Приклад 9.6. Які з наведених речовин: , , та чому можуть виявляти а)тільки окисні властивості; б) т ільки відновні властивості; в) окисно-відновну двоїстість?

Розв’язок. а) Визначаємо ступені окиснення атомів елементів у сполуці:

.Елемент Mn перебуває у вищому ступені окиснення, який більше не може підвищуватися. Тому

атоми Mn+7 не спроможні віддавати електрони, але здатні приєднувати їх, тобто речовинаKMnO4 за рахунок Mn+7може виявляти тільки окисні властивості;

б) визначаємо ступені окиснення елементів в сполуці:

.Елемент M n в сполуці MnO2 виявляє проміжний ступінь окиснення, тому він здатний як

віддавати, так і приєднувати електрони. Отже, ця речовина за рахунок Mn+4може виявлятиокисно-відновну двоїстість;

в) визначаємо ступені окиснення елементів у сполуці:

.Атоми елемента І знаходяться у нижчому ступені окиснення, тому не можуть знижувати його

ще сильніше за рахунок приєднання електронів, але здатні підвищувати ступінь окисненнявнаслідок віддавання електронів. Таким чином, речовина КІ за рахунок І–1може виявляти тількивідновні властивості.

Приклад 9.7. Розставити коефіцієнти і визначити тип окисно-відновної реакції, щопроходить за схемою

HClO2 + HCl → Cl2 + H2OРозв’язок. Спочатку визначимо ступені окиснення всіх елементів в сполуках:

Ступені окиснення змінили атоми одного елемента, що входили до складу різних речовин: Cl+3

(у сполуці HClO2) та Cl–1 (у сполуці HCl). Вони разом утворили один продукт – Cl02, томузапропонована реакція належить до типу міжмолекулярної конмутації.

Розставимо коефіцієнти вже відомим методом електронного балансу. Відновник (Cl–1), щобнабути нульового ступеня окиснення, віддає один електрон. Але оскільки внаслідок реакціїутворюється проста сполука (Cl02), то кількість вихідних атомів і кількість електронівподвоюється: 2Cl–1–2ē→Cl02. Аналогічно необхідно провести подвоювання і в напівреакціївідновлення (HCl+3O2) і додати не 3електрони, а 6, тобто: 2Cl+3+6 ē→Cl02.

Для знаходження множників у електронному балансі, які зрівнюють загальні кількостівідданих (2) і приєднаних (6) електронів, визначаємо найменше спільне кратне: 6. Коефіцієнтидорівнюють частці від ділення найменшого спільного кратного на кількість електронів. Длявідновника (HCl–1) маємо: 6/2 =3, для окисника (HCl+3O2): 6/6 = 1. Початкова схема електронного

Розділ 2 49

балансу матиме вигляд:

А сумарне рівняння після перемноження кожного члена на відповідні множники і складаннянапівреакцій виглядає так:

У правій частині продукт повторюється двічі (3Cl02 + Cl02), тому необхідно скласти його іскоротити електрони:

6Cl–1 + 2Cl+3 → 4Cl02.Очевидно, що одержані коефіцієнти потребують скорочення на два:3Cl–1 + 1Cl+3 → 2Cl02.Виходячи з наведених викладок, можна прийти до висновку: якщо окисненню та

відновленню піддаються атоми одного елемента, що входять до складу різних вихіднихреагентів, але утворюють внаслідок реакції єдиний спільний продукт, то немає необхідностіподвоювати кількість атомів в рівняннях електронного балансу. Тому правильнішим будескладання кожної напівреакції з розрахунку тільки на один атом:

Визначені таким шляхом коефіцієнти переносимо у рівняння окисно-відновної реакції. Прицьому коефіцієнт 1 не ставиться, а решту коефіцієнтів (перед формулою H2O) знаходятьметодом підбору, аналізуючи кількості атомів Н і О до і після реакції:

HClO2 + 3HCl → 2Cl2 + 2H2O.Приклад 9.8. Виходячи із ступенів окиснення атомів елементів у запропонованих схемах,

визначити, до якого типу окисно-відновних реакцій належить кожна з них:а) K3[Cr(OH)6] + K2O2 → K2CrO4 + KOH + H2O;б) NH4NO3 → N2O + H2O;в) Au(NO3)3 → Au + NO2 + O2;г) H2S + SO2 → S + H2O;д) H3PO3 → PH3 + H3PO4.Розв’язок. Для встановлення належності окисно-відновної реакції до певного типу необхідно

визначити ступені окиснення елементів і проаналізувати, до складу яких речовин входять атомиелементів, що змінили свої ступені окиснення. Для спрощення ходу розв’язування завдань далібудуть вказані ступені окиснення тільки для елементів-окисників і елементів-відновників.

а) Елемент-окисник (O–1) і елемент-відновник (Cr+3) входять до складу молекул різних сполук– K2O2 і K3[Cr(OH)6], тому тип реакції – міжмолекулярна ОВР:

б) Елемент-окисник (N+5) і елемент-відновник (N–3) мають різні ступені окиснення, алевходять до складу однієї речовини (NH4NO3), тому реакція проходить за типомвнутрішньомолекулярної конмутації:

в) Елементи-окисники (Au+3 і N+5) і елемент-відновник (O–2) входять до складу однієї сполуки(Au(NO3)3), але належать до різних елементів, тому тип реакції – внутрішньомолекулярна ОВР:

г) Атоми окисника (S+4) і атоми відновника (S–2) входять до складу різних сполук, аленалежать одному елементу – сульфуру, тому реакция протікає за типом міжмолекулярноїконмутації:

д) Атоми окисника (P+3) і атоми відновника (P+3) не тільки входять до складу однієї сполуки(H3PO3) і належать до одного елемента – фосфору, але й виявляють однаковий ступіньокиснення (+3), тому тип цієї ОВР – диспропорціонування:

Розділ 2

Класи неорганічних речовин

ОКСИДИ Класифікація сполук Класифікація та номенклатура оксидів Фізичні властивості оксидів

Розділ 2 50






Хімічні властивості Одержання та застосування оксидів Практична частина

ОКСИДИ

Класифікація сполукПід класифікацією сполук розуміють віднесення до певних класів чи груп багаточисленних ірізноманітних речовин, які мають спільні властивості,.

Атоми хімічні елементів, сполучаючись один із одним різними способами, у різній кількості та врізній послідовності, утворюють індивідуальні речовини, які залежно від складу поділяються напрості та складні (рис.8.1). Прості речовини – метали, неметали і напівметали – складаютьвідносно невелику групу: з урахувнням алотропних модифікацій їх відомо близко 500. А складніречовини, яких згідно з різними оцінками нараховується 10-17 мільонів, подідяються нанеорганічні та органічні. Неорганічні, або мінеральні (тобто ті, що у більшості походять знеживої природи) у свою чергу поділяються на класи. Основними класами є оксиди, основи,кислоти і солі. Обов’язково слід пам’ятати, що

оксигенвмістні кислоти і основи звичайно об’єднуюються однією спільною назвою –гідроксиди,

тобто такі сполуки, що складаються з відповідного оксиду і води, наприклад, основу Fe(OH)3можна розглядати як комбінацію чи сполучення Fe2O3.H2O, а кислоту H2SO4 – як SO3.H2O.

Рисунок 8.1 – Спрощена класифікація неорганічних речовин.Позначення: М – метал, An – кислотний залишок, x і y – індекси Однак така класифікація не може вважатися вичерпною, оскільки вона не охоплює

представників інших груп, наприклад, бінарні сполуки, молекули яких складаються з атомівдвох різних елементів. Серед них найчастіше зустрічаються:

– Гідрогенвмістні сполуки (за винятком кислот) – вода Н2О і гідриди металів (NaH, CaH2, AlH3);– Нітрогенвмістні – амоніак (NH3) і нітриди (Na3N, Mg3N2);– бінарні сполуки Фосфору – фосфін (PH3) і фосфіди (Na3P, Ba2P3);– Сульфурвмісні – сірководень (H2S) і сульфіди (або халькогеніди: K2S, FeS, As2S3);– бінарні сполуки Карбону – вуглеводні CxHy та карбіди (Ca2C2, Al4C3, Ag2C2);– бінарні сполуки Силіцію – силан (SiH4) і силіціди (MgSi2) тощо.Не ввійшли до цієї класифікації також групи бінарних сполук, які містять атоми Оксигену в

ступенях окиснення, що не дорівнюють –2.Особливе місце серед складних сполук посідає вода, яку формально можна віднести до різних

класів, наприклад: до оксидів (Н2О) – завдяки атому Оксигену(–2), сполученому з атомамиіншого елемента; до основ (НОН) – оскільки до складу молекули входить гідроксильна групаОН–; і навіть до кислот (НОН) – тому що містить атом Н, сполучений з іншою атомною групою іздатний заміщатися на метал.

Класифікація та номенклатура оксидівМайже всі елементи утворюють сполуки з Оксигеном, однак не кожна з них належить дооксидів, наприклад, Гідроген пероксид (Н2О2–1), Калій надпероксид (К2О4–1/2), Натрій озонід(NaO3–1/3), Оксиген флуорид (O+2F2) теж містять атоми Оксигену у різних ступінях окиснення,однак відносяться до інших класів неорганічних речовин. Оксидом вважається лише такасполука, в якій атоми Оксигену не сполучені між собою і перебувають у ступені окиснення –2,наприклад: Na2O–2, BaO–2 та ін.

Оксиди – це складні неорганічні сполуки, що містять атоми двох елементів, одним з якихєОксиген у ступені окиснення –2.

Для зображення взаємного розташування атомів в оксиді та характеру зв’язків між нимивикористовують графічні формули, які складаються з урахуванням валентностей елементів.При цьому слід пам’ятати, що символи одного елемента необхідно розміщувати так, щободнойменні атоми не були сполучені один із одним. Наприклад, графічні формули оксидів, в якихатоми елемента виявляють різні валентності мають такий вигляд:

– оксиди одно-, двох- і три- і чотиривалентних елементів Na2О, NО, Al2О3 і CО2 відповідно

– оксиди п‘яти- і шестивалентних елементів P2O5 і SO3 відповідно

, ,– оксиди елементів з більш високими валентностями – сім і вісім – Mn2O7 і OsO4 відповідно

, .Згідно із сучасними вимогами міжнародної номенклатури назви оксидів складаються з назви

елемента в називному відмінку і слова «оксид». Якщо елемент утворює декілька оксидів,вказується валентність елемента римською цифрою в дужках після назви елемента: NO –Нітроген (ІІ) оксид, MnO2 – Манган (IV) оксид, але ВаО – Барій оксид без зазначення валентності,оскільки у Барію вона постійна і дорівнює ІІ. Однак корисно знати й назви окремих оксидів

Розділ 2 51




відповідно до тривіальної номенклатури (тобто такої, що склалася історично), наприклад:сурик (Pb3O4), гльот (PbO), палена магнезія (MgO), залізна окалина (Fe3O4), негашене вапно(CaO), білий миш’як (As2O3), веселячий газ (N2O), чадний газ (СО) тощо. Крім того, для кислотнихоксидів інколи застосовується ще й напівсистематична номенклатура: назви цієї групи оксидівпоходять від назви відповідної кислоти з додаванням слова «ангідрид», наприклад,сульфатний ангідрид SO3, фосфатний ангідрид P2O5, силікатний ангідрид SiO2, оскількінаведені оксиди відповідають гідроксидам, тобто оксигенвмісним кислотам: сульфатній H2SO4,фосфатній H3PO4, силікатній H2SiO3.

Оксиди поділяються за хімічними властивостями на дві групи: солетворні і несолетворні, акожну групу в свою чергу поділяють ще на декілька підгруп.

– Несолетворні оксиди не мають своїх гідроксидів (кислот чи основ) і не вступають уреакції йонного обміну. Серед несолетворних оксидів виділяють підгрупу індиферентніх(наприклад: СО, NO, N2O, SiO). Проте індиферентні вони лише в розумінні звичайногосолеутворення. Взагалі в хімічні реакції несолетворні оксиди вступають, але солей при цьому неутворюють.

– Солетворні оксиди в свою чергу поділяються на кислотні, основні та амфотерні (рис. 8.2).Такий поділ ґрунтується на відмінності властивостей утворених ними гідратів. Також виділяютьгрупу складних солеподібних оксидів. До них належать подвійні оксиди металів, що містять усвоєму складі елемент у різних ступенях окиснення, наприклад, Fe3O4 (або FeO·Fe 2O3), Co3O4(або CoO· Co2O3), Pb3O4 (або PbO2·2PbO), Pb2O3 (або PbO2·PbO). До солеподібних оксидіввідносяться й змішані оксиди, до складу яких входять атоми металів і неметалів, наприклад,тальк 3MgO·4SiO2·H2O, смарагд 3BeO·Al2O3·6SiO2. Однак властивості солетворних оксидів уцьому розділі розглядати недоречно – доцільніше зробити це при вивченні розділів, присвячениххімії відповідних елементів.

Рисунок 8.2 – Класифікація солетворних оксидів – Основними називають оксиди типових металів, яким відповідають основи. Наприклад,

оксидам Na2O, Cu2O, MgO відповідають основи NaOH, CuOH, Mg(OH)2. Основні оксидиутворюються лише металами у ступенях окиснення +1, +2.

– Кислотними називають оксиди, яким відповідають кислоти. Наприклад, SO2, SO3, СО2,Р2О5, яким відповіають кислоти H2SO3, H2SO4, H2CO3, H3PO4. Кислотні оксиди утворюютьсянеметалами і деякими металлами у високих ступеяхь окиснення (+5, +6, +7). Наприклад CrO3 –кислотний оксид, йому відповідає хроматна кислота H2CrO4. Кислотні оксиди називаютьсяангідридами, що у перекладі означає «без води», наприклад, внаслідок відщеплення води відсульфітної кислоти H2SO3 (або SO2.H2O) утворюється сульфітний ангідрит – Сульфур (IV) оксидSO2.

– Амфотерні – це оксиди p- чи d-металів, які залежно від умов здатні виявляти властивостіяк основних, так і кислотних оксидів. Серед оксидів металів єдиним амфотерним оксидом єБерилій Амфотерним оксидам відповідають амфотерні гідроксиди, наприклад, оксидам ZnO,AI2O3, Cr2O3 відповідають амфотерні гідроксиди Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3.

Для визначення групи і підгрупи, до яких належить той чи інший оксид, корисно звернутисядо схеми, поданої на рис. 8.3.

Рисунок 8.3 – Визначення належності оксиду до певного типу

Фізичні властивості оксидівЗа своїми фізичними властивостями оксиди дуже різноманітні. За звичайних умов вониперебувають у різному агрегатному стані, наприклад, основні оксиди Na2O, CaO, FeO, Fe 2O3ікислотні оксиди As2O3, As2O5, P2O5 – тверді речовини, СО2, NO2, SO2 – газоподібні, N2O5, SO3 –рідкі. Густина, температури плавлення і кипіння оксидів теж змінюються у дуже широких межах.

Оксиди можуть мати як молекулярну будову, так і немолекулярну будову. Основні таамфотерні оксиди здебільшого є твердими кристалічними речовинами йонної структури, увузлах кристалічної решітки яких розміщуються йони металів, достатньо міцно зв’язані з оксид-йонами О2–. Така будова пояснює високі температури плавленння і кипіння основних іамфотерних оксидів. Більшість з них виявляє стійкість до високих температур (за винятком HgOі оксидів благородних металів) і не розчиняється у воді, крім оксидів лужних і лужноземельнихметалів, розчинення яких супроводжується хімічною взаємодією з нею і утворенням лугів. Щодоздатності кислотних оксидів розчинятися у воді та виявляти стійкість до високих температур,то у цьому відношенні для них притаманні індивідуальні властивості, які слід розглядати окремовідносно до кожного оксиду.

Хімічні властивостіХімічні властивості оксидів досить різноманітні, вони залежать від того, до якого типуналежить конкретний оксид, а також від його природи і будови. Особливо це стосуєтьсянесолетворних і солеподібних оксидів, хімічні ознаки яких необхідно розглядати окремо длякожної сполуки. Однак для групи солетворних оксидів все ж таки можна визначити деякіузагальнюючі характеристики (табл. 8.1).

Таблиця 8. 1 – Хімічні властивості солетворних оксидів

Основні оксиди

Кислотні оксиди Амфотерні оксиди

1. Відношення до водиЗ водою взаємодіютьтільки оксиди лужних ілужно-земельних

Більшість кислотних оксидіввзаємодіє з водою з утворенням

Розділ 2 52

лужно-земельнихметалів, утворюючигідроксиди (луги):

Na2O + H2O→ 2NaOH;СаО + H2O →Са(ОН)2.Оксиди інших

металів з водою нереагують:

FeO + H2O → реакціяне проходить.

оксигенвмісних кислот:SO3 + H2O → H2SO4;SO2 + H2O → H2SO3.Окремі кислотні оксиди залежно

від умов внаслідок реакції з водоюздатні давати різні кислоти:

Р2О5 + H2O →2НРО3;Р2О5 + 2H2O →Н4Р2О7;Р2О5 + 3H2O →2Н3РО4.

Амфотерні оксиди з водою невзаємодіють:

ZnO + H2O → реакція непроходить.

2. Реакції з кислотами

З кислотами основніоксиди вступають уреакцію нейтралізації,продуктами якої є сіль івода:

Na2O + 2HСl→2NaCl+H2O;

СаО +2HNO3→Ca(NO3)2+ H2O.

Кислотні оксиди не взаємодіють зкислотами:

SO3 + HCl→ не реагує.Винятком є реакції, в яких

виявляються гігроскопічнівластивості деяких кислотнихоксидів, здатних відщеплювативоду від нестійких оксигенвміснихкислот, наприклад:

P2O5 + 6HNO3 + 2H2O →2H3PO4+ 3N2O5,

а також окисно-відновні реакції(див. пункт 5).

При дії кислот амфотерніоксиди виявляють основнівластивості, тобто зкислотами поводять себеподібно до основних оксидів,утворюючи сіль і воду:

Al2O3 + 3H2SO4� Al2(SO4)3 +3H2O;

ZnO + 2HCI � ZnCI2 + H2O.

3. Взаємодія з лугами

Основні оксиди злугами, а тим паче ізслабкими основами невзаємодіють ніколи:

К2O + NaOH→реакція не проходить.

Кислотні оксиди вступають злугами у реакцію нейтралізації зутворенням солі та води:

SO3 + 2NaOH→ Na2SO4+H2O;CO2 + Ca(OH)2 →CaCO3 + H2O.Якщо оксиду відповідає

багатоосновна кислота, томожуть утворюватися не тількисередні, але й кислі солі,наприклад:

Р2О5 + 6КОН �2К3РО4 + 3H2O;Р2О5 + 4КOН �2К2НРО4 + H2O;Р2О5 + 2КOН + H2O �2КН2РО4.

При сплавленні амфотернихоксидів з лугами утворюютьсясередні солі:

Al2O3 + 2NaOH→t 2NaAlO2 +H2O;

ZnO + 2KOH →t K2ZnO2 +H2O.

При дії на амфотерні оксидиводними розчинами лугівутворюються комплексні солі:

Al2O3 + 4КOН + 3H2O→2K3[Al(OH)6];

ZnO + 2КOН+ H2O�K2[Zn(OH)4].

4. Реакції між оксидамивідбуваються дуже різноманітно: основні і кислотні оксиди здебільшого взаємодіють між

собою з утворенням солей, а обидві ці групи вступають у реакції сполучення ще і замфотерними оксидами відповідно до прикладів, наведених нижче:З кислотнимиоксидами:

К2O + CO2→tK2CO3;СаО + CO2→tCaCO3.З амфотерними

оксидами:Na2O + BeO →t

Na2BeO2;Na2O + Al2O3 →t

2NaAlO2.

З основними оксидами:SO2 + CaO → CaSO3;Р2О5 + 3Na2O → 2Na3PO4.З амфотерними оксидами:SO3 + BeO →t BeSO4;3SO3 + Al2O3 → Al2(SO4)3.

З кислотними оксидами:Cr2O3 + CaO →t Ca(CrO2)2;З основними оксидами:ZnO + Na2O →t Na2ZnO2.

5.Окисно-відновні реакції за участю оксидівДля основних оксидівнайбільш характерноює реакція їхвідновленння задопомогою сильнихвідновників,наприклад:

Fe2+3O3+ 2Al0 →t

2Fe0+ Al2+3O3;3Cu+2O + 2N–3H3

→t3Cu0 + N20+ 3H2O.Однак якщо метал в

оксиді може виявлятий більш високі ступеніокиснення, то такийоксид здатнийокиснюватися:

4Fe+2O + O20→t

2Fe2+3O3–2.

Кислотні оксиди, що містятьелемент у вищому ступеніокиснення, при взаємодії звідновниками виявлять окиснівластивості:

S+6O3 + 2НІ–1→ І20 + S+4O2+Н2О;

S+4O2+ 2Н2S–2→3S0 +2Н2О.Якщо елемент перебуває у

проміжному ступені окиснення, топри взаємодії з окисникамикислотні оксиди поводять себе яквідновники:

5S+4O2+2HI+5O3+4Н2О→5H2S+6O3+І20.

Майже всі амфотерні оксидиздатні вступати у реакціївідновлення:

Pb+2O + C+2O →t Pb0 +C+4O2.

Окиснення характернопереважно для амфотернихоксидів, утворених металом упроміжному ступені окиснення,наприклад:

Cr2+3O3 + 3Br20 + 10NaOH →→2Na2Cr+6O4 + 6NaBr–1

+5Н2О.

У табл. 8.1 не наведені відомості щодо кислотних оксидів NO2 і SiO2, які мають свої спеціфічніособливості. Так, Нітроген (ІV) оксид є ангідридом двох кислот одночасно, а саме: нітратноїHNO3 і нітритної HNO2, тому при розчиненні його у воді одразу утворюється суміш двох названихкислот, а при взаємодії з лугом – суміш двох солей згідно з рівняннями реакцій:

2NO2 + H2O→ HNO3+ HNO2,2NO2 + 2NaOH→ NaNO3+ NaNO2 + H2O.Інший згаданий оксид – Силіцій оксид (ІV) SiO2 – з водою не взаємодіє і не розчиняється навіть

у концентрованих розчинах лугів:SiO2+ H2О → реакція не проходить,SiO2+ 2NaOH → Na2SiO3+ H2O реакція відбувається при нагріванні.

Одержання та застосування оксидівСпособи добування оксидів недоречно поділяти залежно від того, до якої групи належитькожний оксид. Зручніше розглянути їх разом (табл. 14.2).

Таблиця 8.2 – Способи одержання оксидівПряме окиснення простих речовин в атмосфері кисню

Необхідно знати, що цей метод неможливо застосувати для добування оксидів лужнихметалів, оскільки при контакті з киснем лужні метали перетворюються на пероксиди інадпероксиди:

2Na + O2 → Na2O2,

Розділ 2 53

2K + 2O2 → K2O4.Винятком є літій, який окиснюється киснем до оксиду:2Li + O2 → Li2O.

Окисненняметалів 2Mg + O2 →2MgO

Окисненнянеметалів

S+ O2 → SO2;2As + 3O2 → 2As2O3

Окиснення чи горіння бінарних гідрогенвмісних сполукВуглеводнів,наприклад,метану

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Гідрогенсульфіду(сірководню)

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O

Амоніаку 4NH3 + 5O2 →t 4NO + 6H2OФосфіну 2PH3 + 3O2 →t P2O3 + 3H2OОбпалювання сульфурвмісних бінарних сполукСульфідів 2ZnS + 3O2→ 2ZnO + 2SO2Персульфідів 4FeS2 + 11O2 →2Fe2O3 + 8SO2Розкладання при нагріванні оксигенвмісних речовинОснов

Винятком єгідроксидилужних металів,які принагріванні нерозкладаються,а піддаютьсяфазовомуперетворенню –з твердогоагрегатногостану в рідкий,а також основаNH4OH, прирозкладанніякого оксиди неутворюються

Cu(OH)2 → CuO + H2O;2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

Кислот

H2SiO3 → SiO2 + H2O;4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2

Середніх солей(особливонітратів ікарбонатів)

BaCO3→BaO + CO2;2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2;2AgNO3→2Ag + 2NO2 + O2;4FeSO4 → 2Fe2O3 + 4SO2 + O2

Кислих солей Ca(HCO3)2 →CaO + 2CO2 + H2O;Основних солей (ZnOH)2CO3 →2ZnO + CO2 + H2OОксиди широко використовуються в самих різних галузях промисловості, будівництва ісільського господарства. Наприклад, з багатьох основних і амфотерних оксидів одержуютьчисті метали. АІ2О3 – дуже тверда речовина, її використовують для механічної обробки металів.Кальцій оксид СаО і Силіцій (IV) оксид SiO2 – складові будівельних матеріалів і сировини дляодержання скла. Карбон (ІІ) оксид СО горить з виділенням великої кількості тепла. Йоговикористовують як паливо, а також у ролі відновника при виплавлянні чавуну та сталі. Деякіоксиди широко застосовуються у лако-фарбному виробництві.

Практична частинаПриклад 8.1. Визначити належність до певної групи чи підгрупи таких оксидів: а) Барій оксид;б) Карбон (ІІ) оксид; в) Ванадій (V) оксид; г) Кобалт (ІІІ) оксид; е) Йод (V) оксид.

Розв’язок: а) Барій є типовим металом, виявляє валентність ІІ. Виходячи із схеми (рис. 14.3),стверджуємо, що ВаО – основний оксид; б) Карбон – неметал, а оксиди неметалів можуть бутиабо кислотними, або несолетворними. Оксид СО як раз входить до переліку несолетворних; в)Ванадій розміщуються у побічній підгрупі періодичної системи елементів Менделєєва, отже він єметалом. Однак, якщо валентність металу V і вище, то його оксид кислотний, тобто V2O5 –кислотний оксид; г) Кобалт – метал, що зрозуміло навіть без періодичної таблиці. За схемоювідшукуємо: якщо валентність металу дорівнює ІІІ і ІV, то він виявляє амфотерні властивості.Отже, скоріш за все Со2O3– амфотерний оксид; е) Йод – типовий неметал, тому перевіривши запереліком несолетворних оксидів, в яких І2О5 відсутній, доходимо висновку, що І2О5 – кислотнийоксид.

Приклад 8.2. Серед оксидів – SO3, P2O5, CO, MgO, CrO3, CrO, Cr2O3, SiO2 – зазначте ангідридикислот і наведіть їх формули.

Розв’язок: Ангідридами називаються кислотні оксиди, яким відповідає оксигенвміснакислота, що містить центральний атом в тій же валентності, що й в оксиді. Кислотнимиоксидами серед запропонованого ряду є ті, що мають у якості центрального атома атоминеметалів чи металів з досить високою валентнісю. До таких належать: Сульфур (VI) оксид SO3,Фосфор (V) оксид P2O5, Хром (VI) оксид Cr2O3, Кремній (IV) оксид SiO2. Цим оксидам вдповідаютькислоти: сульфатна H2SO4, фосфатна H3PO4, хроматна H2CrO4, силікатна H2SiO3.

Приклад 8.3. Які з оксидів – Na2O, SO3, ZnO, СО, ВаО – здатні при розчиненні взаємодіяти зводою? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: Серед вказаних оксидів у воді не розчиняються, а отже і не взаємодіють з неютакі оксиди: амфотерний ZnO і несолетворний СО. Інші оксиди вступають у реакцію з водою засхемами:

Na2O+Н2О→NaOH,SO3 +Н2О→ H2SO4,ZnO +Н2О→реакція не проходить,CO+Н2О→реакція не проходить,ВаО+Н2О→Ba(OH)2.Приклад 8.4. Які з оксидів – SO3, Al2O3, ZnO, Na2O, SO2, ВаО, CO2 – здатні взаємодіяти з

лугом? Складіть рівняння відповідних реакцій.Розв’язок: Оксиди SO3, SO2, CO2 належать до кислотних оксидів, тому вступають з лугом у

реакцію нейтралізації з утворенням солі та води. Амфотерні оксиди Al2O3, ZnO теж взаємодіютьз лугами, а основні оксиди ВаО, Na2O з лугами не реагують. Рівняння відповідних реакційматимуть вигляд:

Розділ 2 54

SO3+ 2NaOH → Na2SO4+2H2O,Al2O3+ 2NaOH +2H2O →2Na[Al(OH)4],ZnO + 2NaOH →Na2[Zn(OH)4],Na2O + NaOH → реакція не проходить,SO2+ 2NaOH →+ Na2SO3 +2H2O,ВаО+ NaOH → реакція не проходить.Приклад 8.5. Які з оксидів – ZnO, SO3, SiO2, Al2O3, Na2O, ВаО, CO2, Fe2O3. – можуть

взаємодіяти з хлоридною кислотою? Складіть рівняння відповідних реакцій.Розв’язок: Основні (Na2O, ВаО, Fe2O3) та амфотерні (Al2O3, ZnO) оксиди рвступають з

кислотами у реакцію нейтралізації, внаслідок якої утворюється сіль і вода. Кислотні оксиди(SO3, SiO2, CO2) з кислотами не взаємодіють.

SO3+ НСl →реакція не проходить,Al2O3+ 6НСl →2AlCl3 + 3H2O,Na2O+ 2НСl →2NaCl + H2O,ZnO+ 2НСl →ZnCl2 + H2O,SiO2+ НСl →реакція не проходить,ВаО+ 2НСl →BaCl2 + H2O,CO2+ НСl →реакція не проходить,Fe2O3+ 6НСl →2FeCl3 + 3H2O.Приклад 8.6. У результаті окислення 1,5г двовалентного металу добуто 2,1г його оксиду.

На підставі розрахунків визначте, який метал окиснюється.Розв’язок: Позначимо формули двовалентного металу та його оксиду через Ме і МеО

відповідно. Знайдемо масу Оксигену, що міститься в оксиді МеО:m(O) = m(MeO) – m(Me) = 2,1 – 1,5 = 0,6г.Складемо пропорцію і підставимо в неї відомі величини:m(O) / m(Me) = M(O) / M(Me)0,6 /1,5 = 16 / x,звідки x = 16 . 1,5 / 0,6 = 40.Таким чином, молярна маса двовалентного металу становить M(Me) = 40г/моль. Знаходимо в

періодичній системі метал з такою молярною масою. Це – кальлцій, оскільки M(Ca) = 40г/моль.Приклад 8.7. На розчинення суміші цинку та Цинк оксиду витратили 132,8мл хлоридної

кислоти з масовою часткою HCl, що дорівнює 20 %, і густиною розчину 1,1 г/мл. Газ, що прицьому виділився, спалили і одержали 3,6г води. Обчисліть масу Цинк оксиду в суміші.

Розв’язок: Запишемо рівняння реакцій:

1. Zn+ 2НСl →ZnCl2 + H2,2. ZnO+ 2НСl →ZnCl2 + H2O,3. 2H2 + O2 → 2H2O.

Виходячи з рівнянь реакції можна стверджувати:υ(Zn) =1/2 υ(HCl)(1), υ(ZnO) = 1/2 υ(HCl)(2).Для того, щоб розрахувати кількість речовини HCl, спочатку знайдемо масу розчину

хлоридної кислоти і масу HCl:mрозчину = ρ . V = 1,1. 132,8 = 146мл,m(HCl) = ω . mрозчину / 100% = 20 . 146 / 100 = 29,2г,υ(HCl) = m / M = 29,2 / 36,5 = 0,8моль.Отже, на реакції (1) і (2) витрачено усього кількості речовини HCl:υ(HCl) = υ(HCl)(1) + υ(HCl)(2).З іншого боку з співставлення коефіцієнтів у рівнянні реакції (1) видно, що υ(HCl)(1) = 2υ(H2). А

кількість речовини водню, у свою чергу, дорівнює кількості речовини води, що утвориласявнаслідок реакції (3) при спалюванні водню:

υ(H2) = υ(H2О) = m / M = 3,6 / 18 = 0,2моль.Тоді υ(HCl)(1) = 2υ(H2) = 2 . 02 = 0,4 моль, а на реакцію (2) пішло хлоридної кислотиυ(HCl)(2) = υ(HCl) – υ(HCl)(1) = 0,8 – 0,4 = 0,4 моль, тобто така сама кількість, що й на реакцію

(1).З цього випливає:υ(Zn) =1/2 υ(HCl)(1)= 1/2 . 0,4 = 0,2моль,υ(ZnO) = 1/2 υ(HCl)(2) = 1/2 . 0,4 = 0,2моль.Обчислимо маси Zn, ZnO і всієї сумішіm (Zn) = υ(Zn) . М(Zn) = 0,2 . 65 = 13,0г,m (ZnО) = υ(ZnО) . М(ZnО) = 0,2 . 81 = 16,2г,mсуміші = m (Zn) + m (ZnО) = 13,0 + 16,2 = 29,2г.Масова частка Цинк оксиду в суміші складає:ω(ZnО) = m (ZnО) / mсуміші = 16,2 / 29,2 = 0,55 (або 55%).

ОСНОВИ Класифікація та номенклатура оcновФізичні властивості основ Хімічні властивості основАмфотерні гідроксиди Одержання і застосування основ Практична частина

ОСНОВИ

Класифікація та номенклатура оcновОснови – це складні сполуки, що містять атоми металлу (або амоній-катіон NH4

+), сполучені зоднією чи декількома гідроксогрупами ОН– і мають загальну формулу Ме(ОН)х, де х – цевалентність металу.

З позицій теорії електролітичної дисоціації основи – це електроліти, внаслідок дисоціаціїяких утворюється єдиний вид негативно заряджених йонів – гідроксид-аніони ОН–. Паралельноз цим можуть утворюватися позитивно заряджені катіони металу (або амоній-катіон NH4+) чипозитивно заряджений залишок основи – так званий гідроксо-катіон, наприклад, ступеневадисоціації Ферум (ІІІ) гідроксиду, що проходить у три стадії, хоч і дуже незначною мірою,послідовно дає такі позитивно заряджені йони:

Fe(ОН)3→ (Fe(OH)2)+ + OH–,(Fe(OH)2)+ → (Fe(OH)2+ + OH–,

Розділ 2 55









(Fe(OH)2) → (Fe(OH) + OH ,FeOH+→ Fe3+ + OH–.Як видно з наведених рівнянь, при ступеневій дисоціації Fe(ОН)3 на кожній стадії, крім

гідроксильних груп OH–, утворюються ще основні продукти – залишки основ.Залишком основи називається позитивно заряджений йон, що утворюється внаслідок

відщеплення від молекули основи однієї чи декількох гідроксильних груп ОН–.У розглянутому прикладі утворилися такі залишки основ: Ферум (ІІІ) дигідроксо-катіон

(Fe(OH)2)+, Ферум (ІІІ) гідроксо-катіон (Fe(OH)2+, Ферум(ІІІ) катіон Fe3+.Формування назвгідроксокатіонів корисно запам’ятати для подальшого називання основних солей, які будутьрозглядатися в темі 17.

Згідно з вимогами міжнародної номенклатури назви основ утворюються з назви металу вназивному відмінку (або амоній-катіону NH4+), після чого у дужках слід зазначити йоговалентність або ступінь окиснення (для металів зі змінними валентностями), далі додаєтьсяслово „гідроксид”. Наприклад, Fe(OH)2 і Fe(OH)3 – відповідно Ферум (ІІ) гідроксид і Ферум (ІІІ)гідроксид. Однак, якщо метал виявляє постійну валентність у своїх сполуках, то її не вказують:Са(ОН)2 – Кальцій гідроксид, NH4OH – амоній гідроксид. Крім цього поширені й тривіальні назвиоснов. Так, для Кальцій гідроксиду використовується декілька тривіальних назв: твердийCa(OH)2 – гашене вапно, водна суспензія Ca(OH)2 – вапняне молоко, прозорий розчин Ca(OH)2 –вапняна вода. Луги NaOH і KOH часто називають їдким натром та їдким калі відповідно, розчинBa(OH)2 – баритовою водою. Амоній гідроксид NH4OH, формулу якого частіше записують увигляді NH3.H2O, називається аміачною водою, або нашатирним спиртом (зазвичай 10% розчин).

Класифікують основи за різними ознаками.1. Залежно від здатності розчинятися у воді основи поділяють на розчинні та нерозчинні у

воді (рис. 9.1). Розчинні основи називаються лугами, їх небагато. До них належать гідроксидилужних та лужноземельних металів: KOH, NaOH, LiOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2), а також амонійгідроксид NH4OH. Нерозчинних у воді основ – більшість. Це гідроксиди всіх р- і d-металів, атакож двох s-металів: Магній гідроксид Mg(OH)2 і Берилій гідроксид Be(OH)2.

Рисунок 9.1 – Класифікація основ за розчинністю у воді2. За ступенем дисоціації (тобто за здатністю сполуки розпадатися на йони у розчиненому чи

розплавленому стані) основи поділяються на сильні та слабкі. Сильних електролітів серед основнебагато, вони майже повністю збігаються з розчинними основами, за винятком амонійгідроксиду NH4OH. Серед слабких електролітів – нерозчинні у воді основи і NH4OH.

3. За кислотністю основи поділяютья на однокислотні, що містять одну гідроксогрупу (KOH,NaOH, LiOH, CsOH, NH4OH), двохкислотні з двома гідроксогрупами (Mg(OH)2, Cu(OH)2),трикислотні (Fe(OH)3, Al(OH)3), та багатокислотні, які зустрічаються надзвичайнорідко(Mn(OH)4, Ti(OH)4).

Фізичні властивості основЗа звичйних умов основи – йонні кристалічні речовини, крім амоній гідроксиду NH4OH, що існуєтільки в розчині. Всі розчинні основи – луги – мають характерний смак, мильні на дотик, дужеїдкі. Вони роз’їдають шкіру, папір та інші матеріали. Густина, температури плавлення та кипінняоснов змінюються в широких межах.

Всі основи по-різному забарвленні. Наприклад: луги білого кольору, Cu(OH)2 – блакитного,Fe(OH)3 – бурого, Ni(OH)2 – яблунево-зеленого, α-модифікація Со(ОН)2 – синього, а β-модифікація– рожевого (рис.9.2).

Рисунок 9. 2 – Забарвлення деяких основ: а) Кальцій гідроксид; б) Купрум (ІІ) гідроксид; в)Ферум (ІІІ) гідроксид; г) Нікол (ІІ) гідроксид; д) β-Кобалт (ІІ) гідроксид

Хімічні властивості основОснови не є абсолютно ідентичними сполуками за своєю реакційною здатністю. Луги виявляютьвисоку хімічну активність і вступають у взаємодію з багатьма представниками різних класівсполук. Нерозчинні гідроксиди, навпаки, в хімічному відношенні малоактивні, як це випливає зтабл. 15.1

Таблиця 9.1 – Основні хімічні властивості основДія на індикатор

Завдяки наявності в розчинах основ гідроксильних груп OH– спостерігається забарвлення індикаторів

Лакмус – синій,Метиловий оранжевий – жовтий,Фенолфталеїн – малиновий

Відношення до кислот

Основи вступають з кислотами в реакцію нейтралізації.Винятком є відношення дуже слабких основ до дуже слабкихкислот – у цьому випадку взаємодія відбувається не завжди

КОН + НСІ →КСІ + Н2О,Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O,однак Cu(OH)2 + HCN → реакція не проходить

Взаємодія з кислотними оксидамиЛуги реагують з більшістю кислотних оксидів. Однакособливо стійкі кислотні оксиди у лугах розчиняються лишепри нагріванні, наприклад, SiO2

6КОН + Р2О5 →2К3РО4 + 3Н2О,Са(ОН)2 + СО2 →СаСО3 + Н2О,SiO2+ 2NaOH → Na2SiO3+ H2O реакція відбувається при

нагріванніВзаємодія з амфотерними оксидами і гідроксидамиЦю властивість виявляють луги, при сплавленні яких здвовалентними амфотерними металами утворюються середнісолі загального вигляду Na2MeO2, а з тривалентними –NaMeO2. Якщо на амфотерні оксиди і гідроксиди діятирозчинами лугів, то утворюються комплексні солі: здвовалентним металом –Na2[Ме(OH)4], а тривалентними –

2NaOH + ZnO →t Na2ZnO2 + Н2О,2NaOH + ZnO + Н2О→Na2[Zn(OH)4],2NaOH + Al2O3 →t 2NaAlO2 + Н2О,2NaOH + Al2O3 + 3Н2О→2Na[Al(OH)4]

Розділ 2 56

Na3[Ме(OH)6] чиNa[Ме(OH)4]

2NaOH + Al2O3 + 3Н2О→2Na[Al(OH)4]

Реакції з розчинами солейЦя властивість притаманна головним чином для лугів, якіреагують з середніми солями. Умовою взаємодії єнеоборотність реакції, тобто випадіння осаду, виділення газучи утворення слабкого електроліту. Слабкі основи тежможуть вступати в реакції йонного обміну, якщо внаслідокцього утворюється сіль, що має значно меншу розчинністьпорівняно з вихідним гідроксидом

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4,FeCI2 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 2KCI, однак NaOH + KCI → реакція не проходить.Приклад взаємодії слабкої основи з сіллю:Cu(OH)2 + Na2S →CuS↓ + 2NaOH

З кислими солями луги утворюють середні солі NaHCO3+ NaOH → Na2CO3 + Н2О,

З основними солями луги дають нерзчинні основиAl(OH)Cl2+ 2NaOH → Al(OH)3↓ + 2NaCI,

Al(OH) 2Cl+ NaOH → Al(OH)3↓ + NaCIВідношення до нагрівання

Луги виявлять стійкість до нагрівання: при температуріплавлення вони переходять з твердого стану в рідкий. Слабкіоснови розкладаються при нагріванні на оксид і воду

NaOH(твердий) →t NaOH(рідкий розплав),Cu(OH)2 →t CuO + Н2О,2Fe(OH)3 →t Fe2O3 + 3Н2О,

Амоній гідроксид вже за невисоких температуррозкладається на амоніак і воду NH4OH →t NH3↑ + Н2О

Взаємодія з амфотерними металами (тільки луги!)При сплавленні твердих лугів з амфотерними двох-, три- ічотиривалентними металами утворюються середні солівідповідно Na2MeІІO2, NaMeІІІO2, Na2MeІVO3, а при розчиненнітаких металів у розчинах лугів утворюються комплексні солізагального складу

Na2[МеІІ(OH)4], Na[МеІІІ(OH)4], Na3[МеІІІ(OH)6],Na3[МеІV(OH)6], де римськими цифрами зазначена валентністьметалу

2NaOH(тв.) + Zn → Na2ZnO2 + H2↑,2NaOH + Zn + 2Н2О→Na2[Zn(OH)4] + H2↑,2NaOH + 2Al+ 6Н2О→2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

Взаємодія з деякими неметалами (тільки луги!)При пропусканні хлору через холодний розчин лугуутворюється сіміш двох солей – хлориду і гіпохлориту 2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O

При пропусканні хлору через гарячий розчин лугу утворюєтьсясіміш двох солей – хлориду і хлорату 6NaOH + 3Cl2 →t NaCl + NaClO3 + 3H2O

Внаслідок тривалого кип’ятіння сірки у концентрованомурозчині лугу утворюється суміш двох солей – сульфіту ісульфіду

6KOH + 3S →t K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Розчинення фосфору у лузі приводить до утвореннягіпофосфіту і виділення газу фосфіну

3NaOH + 3P →3NaH2PO2 + PH3↑

При розчиненні кремнію утворюється сіль Натрій силікат івиділяється водень

2KOH + Si + H2O àt K2SiO3 + 2H2↑

Амфотерні гідроксидиСеред гідроксидів є чимало таких, які слід вважати амфотерними.

Амфотерні гідроксиди – це гідрати амфотерних оксидів, які здатні виявляти як основнівластивості при взаємодії з кислотами, так і кислотні – при взаємодії з лугами.

Як приклад амфотерних гідроксидів можна навести основи: Ве(ОН)2, Zn(OH)2, Al(OH)3,Cr(OH)3, Pb(OH)2, Pb(OH)4 та ін. Їх назви утворюються так само, як і назви всіх основ, оскільки заскладом вони від інших основ не відрізняються.

Всі амфотерні гідроксиди є слабкими основами, нерозчинними у воді. Наявність кислотних іосновних ознак у амфотерних гідроксидів пояснюється їх можливістю частково дисоціювати затипом як основи, так і кислоти. Наприклад:

Zn(OH)2 → Zn2+ + 2OH–;Zn(OH)2 → 2H+ + ZnO2–.Напрям дисоціації залежить від кислотності середовища, тобто від рН розчину. У кислому

середовищі рівновага зміщується у бік дисоціації за типом основи, тому що йони ОН–, яківиникають внаслідок дисоціації, зв’язуються йонами Н+ середовища з утворенняммалодисоційованих молекул води. У лужному середовищі, напроти, йони Н+ зв’язуються йонамиОН– середовища, що сприяє дисоціації за типом кислоти.

У хімічному відношенні властивості амфотерних гідроксидів подібні до слабких основ, алемають й свої спеціфічні особливості (табл. 9.2)

Таблиця 9.2 – Хімічні властивості амфотерних гідроксидівОсновні властивості амфотерних гідроксидіввиявляються в їх взаємодії з сильнимикислотами

Zn(OH)2 + 2HCl →ZnCl2 + 2Н2О;2Al(OH)3 +3H2SO4 →Al2(SO4)3 + 6Н2О

Кислотні властивості амфотерних гідроксидівзабезпечуються їх здатністю реагувати злугами

а) при нагріванні і сплавленні сухих речовин;б) у водних розчинах

а) Zn(OH)2 + 2KOH → K2ZnO2 + 2Н2О;б) Zn(OH)2 + 2KOH →K2[Zn(OH)4]

Одержання і застосування основДля кожної окремої основи розроблені індивідуальні методи її добування, але є й спільні способи,за якими можна одержати більшість основ (табл. 9.3).

Таблиця 9.3 – Способи одержання основОбмінна взаємодія солей з лугамиУ такий спосіб одержують нерозчинні слабкі основи, завинятком Меркурій та Аргентум гідроксидів, які в моментутворення розкладаються на відповідний оксид і воду. Щодоамфотерних основ, то для їх одержання використовуютьамоній гідроксид, тому що при дії лугом на сіль амфотерногометалу реакція практично не зупиняється на випадінні осадуамфотерної основи, а продовжуються до кінця, тобто доутворення розчинної комплексної сполуки

CuCl2 + Ba(OH)2 = 2Cu(OH)2¯ + BaCl2,однак:Hg(NO3)2 + 2NaOH → HgO¯ + 2NaNO3 + H2O,2AgNO3 + 2NaOH →Ag2O¯ + 2NaNO3 + H2O,AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3¯ + 3NH4Cl,оскільки:AlCl3 + 4NaOH → Na[Al(OH)4] + 3NaCl

Взаємодія активних металів з водою

У ряді таких металів – лужні та лужноземельні метали2Na + 2H2O → 2NaOH + H2,

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2Гідроліз бінарних сполук

Розчинних основних оксидів металів з водоюNa2O + H2O → 2NaOH,

BaO + H2O → Ba(OH)2Na2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2,

Розділ 2 57

Пероксидів лужних і лужноземельних металівNa2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2,

BaO2 + 2H2O →Ba(OH)2 + H2O2Розчинних гідридів NaH + H2O → NaOH + H2Інших бінарних сполук – розчинних карбідів, силіцидів, нітридівчи фосфідів.

Ці реакції наводяться тільки як цікава ілюстраціяможливості утворення гідроксидів. Однак вони не маютьпрактичного значення як спосіб одержання основ, які уданому випадку є лише побічними продуктами при добуваннягідрогенвмісних сполук відповідних неметалів

Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4,Na2C2 + 2H2O → 2NaOH + C2H2,Mg2Si + 4H2O →2Mg(OH)2 + SiH4,Na3N + 3H2O→3NaOH + NH3,Ba3P2 + 6H2O → 3Ba(OH)2 + 2PH3

Гідроліз солей, утворених дуже слабкими кислотамиУ такий спосіб можна одержати луги тільки за умовою, щоінший продукт реакції виходить зі сфери реакції, тобто абовипадає в осад, або виділяється у вигляді газу

NaFeO2 + 2H2O → NaOH + Fe(OH)3↓,KCrO2 + 2H2O →NaOH + Cr(OH)3↓.

Електроліз водних розчинів солей активних металів.Електролітичним способом доцільно одержувати тільки луги 2NaCI + 2H2O →H2+2NaOH + CI2Одержання амоній гідроксидуАмоній гідроксид можна одержати як й інші слабкі основи заобмінною реакцією між лугом і сіллю, що містить амоній катіон(п.1), або при гідролізі амонійної солі слабкої кислоти (п. 4).Крім цього добувають при прямому розчиненні газуватогоамоніаку

NH4NO3 + NaOH → NH4OH + NaNO3,(NH4)2CO3 + H2O → 2NH4OH + CO2,NH3 + H2O →NH4OH

Одержання амфотерних гідроксидів Для практичного одержання амфотерних гідроксидівзвичайно діють на сіль відповідного металу розчинами амонійгідроксиду чи соди (реакції 1 і 2). Це пояснюється тим, що привикористанні лугу дуже важко дотриматися необхідногоспіввідношення вихідних реагентів (реакція 3). У випадкунедостатньої кількості лугу реакція проходить за схемою 4, апри його надлишку – за схемою 5

1) AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl,2) 2AlCl3+3Na2CO3+3H2O→2Al(OH)3↓+6NaCl+ 3CO2.Однак:3) AlCl3 + 3NaOH →Al(OH)3↓ + 3NaCl,4) AlCl3 + 2NaOH → Al(OH)2Cl + 2NaCl,5) AlCl3 + 4NaOH → Na[Al(OH)4]

Основи, а особливо луги знаходять дуже широке використання. Так, Натрій гідроксид NaOHвикористовується для одержання мила, штучного волокна, паперу, для очищеннянафтопродуктів. Калій гідроксид КОН застосовується як електроліт для лужних акумуляторів,для одержання рідкого мила. Кальцій гідроксид Са(ОН)2 – як будівельний матеріал. Барійгідроксид Ва(ОН)2 –у якісному аналізі для знаходження сульфат- і карбонат-аніонів, яккомпонент мастил, для очищення тваринних і рослинних масел. Ліитій гідроксид LiOH – у лужнихакумуляторах, для одержання мастил, для поглинання вуглекислого газу у протигазах,підводних човнах, літаках. Амоній гідроксид у виглдяді 10% розчину NH4OH (або NH3.H2O)застосовують у медицині при запамороченнях.

Практична частинаПриклад 1. Дайте назви основам таким основам: NaOH, Cu(OH)2, Cr(OH)2, Cr(OH)3, Ba(OH)2,Fe(OH)2, LiOH, Be(OH)2 і складіть формули оксидів, що їм відповідають. Розподіліть їх за типамина луги, нерозчинні, амфотерні основи.

Розв’язок: Відповідь на запропоновані питання наведемо у вигляді таблиці:Формула

основи Назва основи Формулавідповідного оксиду Тип основи

NaOH Натрій гідроксид Na2O

ЛугиBa(OH)2 Барій гідроксид BaOLiOH Літій гідроксид Li2OCu(OH)2 Купрум (ІІ) гідроксид CuO

Нерозчинні слабкі основиCr(OH)2 Хром (ІІ) гідроксид CrOFe(OH)2 Ферум (ІІ) гідроксид FeOCr(OH)3 Хром (ІІІ) гідроксид Cr2O3 Амфотерні основиBe(OH)2 Берилій гідроксид BeO

Приклад 2. Які з перелічених основ реагують з розчином Натрій гідроксиду: Mg(ОН)2,Cu(ОН)2, Fe(ОН)3, Cr(OH)3, Al(ОН)3, Pb(ОН)2, Ca(ОН)2? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: У взаємодію з лугами вступають тільки амфотерні основи Cr(OH)3, Al(ОН)3,Pb(ОН)2.

1. 1) Mg(ОН)2 +NaOH реакція не проходить;2. 2) Cu(ОН)2 здатний виявляти дуже слабкі амфотерні властивості, тому при дії насиченого

розчину лугу може давати нестійкі комплексні солі – купрати, які дуже швидкорозкладаються на вихідні сполуки:

3. Cu(ОН)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4];4. 3) Fe(ОН)3 не розчиняється навіть у концентрованих розчинах лугів, однак при сплавленні

твердих основ утворює сіль – ферит, яка за наявності навіть невеликих кількостей водимиттєво розкладається:

Fe(OH)3(тв.) + KOH(тв.) →(t, сплавлення) KFeO2 + 2H2O↑,KFeO2 + 2H2O → Fe(OH)3↓ + KOН;4) амфотерна основа, взаємодіє з рочином лугуCr(OH)3 + NaOH→ Na[Cr(OH)4];5) амфотерна основа, взаємодіє з рочином лугуAl(ОН)3, + 3NaOH → Na3[Al(OH)6];6) амфотерна основа, взаємодіє з рочином лугуPb(ОН)2, + 4NaOH →Na4[Cr(OH)6];7) Ca(ОН)2 +NaOH реакція не проходить.Приклад 3. Металевий натрій масою 69г розчинили у воді масою 224г. Обчисліть масову

частку лугу в розчині, що утворився.Розв’язок: При розчиненні металевого натрію відбувається реакція з виділенням водню:2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑.Обчислимо кількість речовини натрію:υ(Na) = m / M = 69 / 23 = 3моль.Така ж сама кількість речовини Натрій гідроксиду утворилася внаслідок реакції:υ(Na) = υ(NaОН) = 3моль,а його маса дорівнює:m(NaОН) = υ(NaОН) . М(NaОН) = 3 . 40 = 120г.З співставлення кофіцієнтів у рівнянні реакції випливає, що кількість речовини водню вдвічі

менша, ніж натріюυ(H2) = 1/2υ(Na) = 1/2 . 3моль = 1,5 моль,а маса водню, що виділився дорівнює:

Розділ 2 58

m(H2) = υ(H2) . М(H2) = 1,5 . 2 = 3г.Маса всього розчину складається з мас металевого натрію і води за винятком маси водню,

що покинув реакційне середовищеmрозчину = m(Na) + m(H2О) – m(H2) = 69 + 224 – 3 = 290г.Тоді масова частка NaОН у розчиніω = m(NaOH) . 100% / mрозчину = 120 . 100% / 290 = 41,4%.

КИСЛОТИ Класифікація та номенклатура кислотФізичні властивості кислот Хімічні властивості кислотОдержання і застосування кислотПрактична частина

КИСЛОТИУ слова «кислоти» зі словом «кислий» є спільний корінь завдяки кислому смаку, в чому легковпевнитися на прикладі оцтової, аскорбінової, лимонної, яблучної кислот, які містяться упродуктах харчування. Кислий смак забезпечується наявністю йона Гідрогену у всіх кислотах,незалежно від їх походження (органічного чи мінерального). Отже,

Кислоти – це складні сполуки, в молекулах яких міститься один чи декілька атомівГідрогену, сполучених з кислотним залишком і здатних заміщуватися атомами металів (абоамонійною групою NH4

+).Кислотний залишок – атом чи група атомів, що утворюються внаслідок відщеплення від

молекули кислоти одного чи декількох йонів Гідрогену Н+.Згадаємо, що з позицій теорії електролітичної дисоціації кислотою вважається сукупність

атомів, які дисоціюють з утворенням тільки одного виду позитивно заряджених йонів – катіонівГідрогену. З огляду на таке визначення до кислот слід віднести не тільки сильні електроліти,які повністю піддаються дисоціації (наприклад: хлоридная кислота, яка у розчинах повністюрозпадається на йони: НСІ → Н+ + СІ–), але й слабкі електроліти, що дисоціюють дуженезначною мірою (наприклад, І ступінь дисоціації карбонатної кислоти H2СO3→H++HСO3–), атакож негативно заряджені йони (наприклад, ІІ ступінь дисоціації карбонатної кислотиHСO3–→H++СO32–). Саме ступінчастою дисоціацією багатоосновних кислот пояснюєтьсяутворення кислих солей.

Класифікація та номенклатура кислотМіжнародні назви кислотам походять від назв відповідних кислотних залишків, наприклад:H2SO4 – сульфатна кислота; HNO3 – нітратна кислота. Якщо елемент з однаковим ступенемокиснення утворює декілька оксигеновмісних кислот, то до назви кислоти додають префіксмета- (якщо в складі молекули кислоти найменша кількість атомів Оксигену) або орто- (якщо вскладі молекули кислоти найбільша кількість атомів Оксигену), наприклад: НРО3 –метафосфатна кислота, Н3РО4 – ортофосфатна кислота., а також використовують префікс ди,якщо до складу атома входить два атоми основного елемента: дихроматна H2Cr2O7,дифосфатна Н4Р2О7. Крім того, для більшості кислот використвують тривіальні назви(табл.10.1).

Таблиця 10.1 – Міжнародна і тривіальна (у дужках) номенклатура кислотФормулакислоти

Міжнародна і тривіальнаназви кислоти

Формулакислоти

Міжнародна і тривіальнаназви кислоти

HF Фторидна (плавикова) H3PO4Ортофосфатна(ортофосфорна)

HCl Хлоридна (соляна) HPO3Метафосфатна(метафосфорна)

HBr Бромідна (бромоводнева ) H2CrO4 Хроматна (хромова)HI Йодидна (йодоводнева) H2Cr2O4 Дихроматна (дихромова)H2S Сульфідна (сірководнева) HClO4 Перхлоратна (хлорна)HCN Ціанідна (синільна) HClO3 Хлоратна (хлорнувата)HNO3 Нітратна (азотна) HClO2 Хлоритна (хлориста)

HNO2 Нітрітна (азотиста) HClO Метахлоритна(хлорнуватиста)

H2SO4 Сульфатна (сірчана) H2CO3 Карбонатна (вугільна)H2SO3 Сульфітна (сірчиста) H2SiO3 Силікатна (кремнієва)H2S2O3 Тіосульфатна H3BO3 Ортоборатна (борна)H2S4O6 Дитіонатна H3AsO4 Арсенатна (миш’якова)НСООН Метанова (мурашина) H3AsO3 Арсенітна (миш’яковиста)СН3СООН Етанова (оцтова) HMnO4 Перманганатна (марганцева)Н4Р2О7 Дифосфатна (пірофосфорна) H2MnO4 Манганатна (марганцевиста)Класифікацію кислот можна проводити за різними ознаками (табл. 10.2).

1. За складом кислотного залишку розглядають кислоти:– оксигеновмісні, до складу яких входять атоми Оксигену (HNO3, H2SO4, H2CO3) – вони

уявлять собою гідрати кислотних оксидів (наприклад, кислота H2SO4 є гідратом кислотногооксиду SO3);

– безоксигенові, що не містять у своєму складі атомів Оксигену (НСІ, НІ, H2S).2. За силою електроліту, про що можна зробити висновки, виходячи зі значень констант

дисоціації (табл. 13.1), кислоти поділяють на:– сильні, які у розведених водних розчинах повністю розпадаються на йони (HCl, HBr, HNO3,

H2SO4, HClO4);– слабкі, які піддаються лише частковій дисоціації (HF, H2S, HCN,HNO2, H2CO3,H2SiO3).3. За основністю. Термін «основність» виник завдяки тому, що на нейтралізацію кислоти

вимагається певна кількість основ. За основністю кислоти поділяють на:– одноосновні, до складу яких входить тільки один атом Гідрогену, здатний заміщатися на

метал, наприклад: НСІ, HNO3. До цієї ж групи належить більшість органічних кислот, які хоч імають у своєму складі певну кількість атомів Н, але на атоми металів може заміщуватися тількиодин з них, а саме той, що зв’язаний з атомом Карбону через атом Оксигену, наприклад:мурашина НСООН, оцтова СН3СООН, стеаринова С17Н35СООН;

– двоосновні (H2S, H2SO4);– багатоосновні (H3PO4, H3BO3, Н4Р2О7, Н5ІО6).4. За окиснювальною здатністю розглядають кислоти:– неокиснювальні, в яких невелика окиснювальна здатність зумовлюється виключно йонами

Н+;

Розділ 2 59








– окиснювальні, в яких окиснювальні властивості виявляються за рахунок кислотногозалишку.

Таблиця 10.2 – Класифікація кислот за різними ознакамиКИСЛОТИ поділяються:

За складом За силою електроліту Заосновністю

За окиснювальноюздатністю

БезоксигеновіНСІ, НІ, H2S

СильніH2SO4, HNO3, НСІ, HBr, НІ,

H2CrO4, HClO4, HMnO4

ОдноосновніНСІ, HBr,

HClO4,СН3СООН,HPO3

НеокиснювальніНСІ, HBr, НІ, HCN,

H3PO4, НСООН, СН3СООНта інші органічні кислоти

Середьої силиH2SO3, HNO2, H3PO4

ДвохосновніH2SO4,

H2SiO3,

ОксигенвмісніHNO3,

H2SO4, H2CO3

СлабкіHF, H2S, HCN,HNO2, HClO ,

H2CO3,H2SiO3, НСООН, СН3СООНта інші органічні кислоти

ТриосновніH3PO4,

H3BO3Окиснювальні

H2SO4, HNO3, H2CrO4,HClO4,Багатоосновні

H4P2O7,H5ІO6

Фізичні властивості кислотФізичні властивості кислот залежать від їх будови. Кислоти – молекулярні речовини. Призвичайних умовах вони можуть бути рідкими (H2SO4, H2SO4) або твердими (H3BO3, H2SiO3). Міжмолекулами оксигеновмісних кислот утворюються водневі зв’язки. Майже всі мінеральнікислоти, за винятком силікатної H2SiO3, розчиняються у воді. Їх розчина мають кислий смак,руйнують рослинні та тваринні тканини. Густина, температури кипіння та плавлення кислотзмінюються у широких межах.

Хімічні властивості кислотЗавдяки великій кількості кислот та їх хімічній неоднорідності за складом і природоювластивості кислот поділяють на загальні, що зумовлюються наявністю в молекулі кислотиатомів Гідрогену, та специфічні, які характерні для кожної окремої кислоти. Деякі специфічнівластивості кислот доцільніше розглядати при вивченні відповідних елементів, що входять доскладу тієї чи іншої кислоти, однак найважливіші з них з них наведені у табл. 10.3.

Таблиця 10.3 – Загальні властивості кислотДія на індикаториЛакмус червонийМетиловий оранжевий РожевийФенолфталеїн БезбарвнийСтійкість до нагрівання

Безоксигенові кислоти при сильному нагріванні здатнірозкладуватися на водень і неметал (приклади з H2S і HI), слабкіоксигеновмісні кислоти – на відповідний ангідрид і воду (прикладиз H2CO3, і H2SiO3). Сильні оксигеновмісні кислоти, які одночасноналежать до сильних окисників, за високих температурпіддаються внутрішньомолекулярним окисно-відновним реакціям(приклади з HNO3, HMnO4, HClO3 ).

H2S → H2 + S,2HI → H2 + I2,H2CO3 → CO2↑ + H2O,H2SiO3 → SiO2↓ +

H2O,

1. 4HNO3 → 4NO2↑ +O2↑ + 2H2O,

2. 4HMnO4 →4MnO2↓+ 3O2↑ + 2H2O,

3. 2HClO3 → 2HCl +3O2↑.

Взаємодія неокиснювальних кислот з металами

залежно від природи кислоти і положення металу в ряді напругLi K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb 2H Cu Hg Ag Pt Au<— Зростання активності металу Зменшення активності металу →

Неокиснювальні кислоти (розведена сульфатна H2SO4,гідрогенгалогенідні HF, HCl, HBr, HI, фосфорна H3PO4, оцтоваCH3COOH та інші слабкі кислоти) діють тільки на метали, щостоять у ряді напруг до водню. При цьому виділяється вільнийводень і утворюються солі.

Однак, по-перше, якщо для металу характерні зміннівалентності, то неокиснювальні кислоти окиснюють йогомінімально (приклади з Fe і Cr).

По-друге, якщо продуктом реакції металу з неокиснювальноюкислотою є малорозчинна сіль, то вона покриває поверхню металу ізахищає його від подальшої взаємодії (приклади з Al і Pb):

2HCl + Mg = MgCl2 +H2↑,

2HCl + Fe → FeCl2 +H2↑,

H2SO4(розв.) + Cr→CrSO4 + H2↑,

2H3PO4 +2Al →2AlPO4↓ + 3H2↑,

H2SO4(розв.) + Pb →PbSO4↓ + H2↑.

Взаємодія окиснювальних кислот з металами

Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вони окиснюють метал без виділенняводню. Однак у випадку реакції найактивніших металів (Li, Na, K, Mg) з дуже розведенимирозчинами окиснювальних кислот, яка проходить надзвичайно бурхливо, водень можевиділятися, але це є результатом взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною урозчині кислоти.

Другою особливістю концентрованих розчинів окиснювальних кислот є їх пасивуюча дія,внаслідок якої на поверхні металу, схильного до пасивації (Al, Cr, Fe, Ti), з’являється захиснаплівка із малорозчинних сполук, що зберігає метал від подальшого розчинення у кислоті,тому реакція миттєво припиняється.

1. 2Ag +2H2SO4(конц.) →Ag2SO4 + SO2↑ +2H2O,

2. 3Ni +4H2SO4(конц.) →3NiSO4 + S +4H2O,

3. 4Mg +5H2SO4(конц.) →

Розділ 2 60

Концентрована сульфатна кислота, окиснювальна здатність якоївиявляється за рахунок Сульфуру (+6), при взаємодії з металамизалежно від їх активності, температури середовища, ступеняконцентрування кислоти може відновлюватися по-різному.Малоактивні метали відновлюють H2SO4(конц.) до SO2, металисередньої активності – до вільної сірки S0, активні метали –переважно до H2S (приклади з Ag, Ni і Mg відповідно).

4MgSO4 + H2S↑ +4H2O.

На практиці активніметали звичайнореагують з4H2SO4(конц.)утворенням сумішіпродуктів їївідновлення, тобтопаралельно протікаютьвсі три імовірні реакції:

Zn + 2H2SO4(конц.) →ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O,

Zn + 4H2SO4(конц.) →3ZnSO4 + S↓ + 4H2O,

4Zn + 5H2SO4(конц.) →4ZnSO4 + H2S↑+ 4H2O.

Розведена нітратна кислота у реакціях із малоактивними металами(Cu, Ag, Hg, Pb) виділяє Нітроген(+2) оксид. Метали, що стоятьусередині ряду напруг (Fe, Cd, Ga), можуть відновити розведенуазотну кислоту до N2O чи до вільного азоту N2.

Дуже розведена нітратна кислота взаємодіє з активнимиметалами (Mg, Al, Zn, V, Nb) з утворенням амоніаку NH3 (чи йонаамонію NH4+), який реагує з надлишком кислоти і дає нітратамонію (приклади з Mg і Al).

3Cu + 8HNO3(розв.) →3Cu(NO3)2 + 2NO↑ +4H2O,

3Ag + 4HNO3(розв.) →3AgNO3 + NO↑ + 2H2O,

10Fe + 36HNO3(розв.)→ 10Fe(NO3)3+ 3N2↑ +18H2O,

4Cd + 10HNO3(розв.)→4Cd(NO3)2+ N2O↑ +5H2O,

4Mg + 9HNO3(розв.) →4Mg(NO3)2 + NH3↑+3H2O,

8Al + 30HNO3(розв.) →8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 +9H2O.

Концентрована нітратна кислота при взаємодії з металамивідновлюється до Нітроген (IV) оксиду, а метал при цьомуокиснюється найчастіше до максимального (чи достатньовисокого) ступеня окиснення.

Cu + 4HNO3(конц.) →Cu(NO3)2 + 2NO2↑+2H2O,

Sn + 4HNO3(конц.) →H2SnO3↓ + 4NO2↑ +H2O.

Відношення до оксидів

З основними і амфотерними оксидами кислоти утворюють середнісолі.

Однак є приклад реакції взаємодії кислоти (HNO3) з кислотнимоксидом (P2O5), яка забов’язана спеціфічною властивостю даногооксиду – його гігроскопічністю, тобто здатністю поглинати воду,навіть витягуючи її з інших сполук.

H2SO4 + CuO → CuSO4 +H2O,

2HCl + ZnO → ZnCl2 +H2O,

однак:6HNO3+ P2O5

→2H3PO4+ 3N2O5 ↓.Реакції з основами

Кислоти вступають з основами в реакцію нейтралізації KOH + HCl → KCl + H2O

Особливості взаємодії багатоосновних кислот з лугами полягаютьу можливісті утворювання середніх і кислих солей

H3AsO4 + 3KOH →K3AsO4 + 3H2O,

H3AsO4 + 2KOH →K2HAsO4 + 2H2O,

H3AsO4 + KOH →KH2AsO4 + H2O

Взаємодія з солями

Кислоти реагують з солями, якщо внаслідок реакції випадає осад(приклади з H2SO4), виділяється газ (приклад з HNO3) чиутворюється слабкий електроліт (приклад з HCl)

H2SO4 + K2SiO3 →H2SiO3↓ + K2SO4,

H2SO4 + BaCl2 →BaSO4↓ + 2HCl,

2HNO3 + CaCO3→Ca(NO3)2 + CO2 + H2O,

HCl + NaNO2 → HNO2+ NaCl

З кислими солями

NaHCO3 + HCl → NaCl +CO2 + H2O,

Na2HPO4 + H3PO4 →2NaH2PO4

З основнимиAl(OH)2Cl + 2HCl → AlCl3+ 2H2O

З комплексними солями, що містять гідроксильну групу ОН–

Na2[Zn(OH)4] +2H2SO4→ ZnSO4 + Na2SO4 +4H2O,

Na3[Al(OH)6] + 6HCl →AlCl3 + 3NaCl + 6H2O

Взаємодія з бінарними сполуками

З амоніаком неокиснювальні кислоти вступають у реакціїсполучення, а окиснювальні – в окисно-відновні реакції, оскількиатоми Нітрогену в виявляють відновні властивості завдякимінімальному ступеню окиснення –3.

NH3 + HCl → NH4Cl,2NH3 + H2SO4(розв.) →

(NH4)2SO4,однак:2N-3H3 +

3H2S+6O4(конц.) →N02+3S+4O2, + 6H2O,

5N–3H3 +

Розділ 2 61

3HN+5O3(конц.) → 4N20

+ 9H2O

З пероксидами неокиснювальні кислоти дають Гідроген пероксид,а окиснювальні виділяють вільний кисень. Однак безоксигеновікислоти, які виявляють відновні властивості (HBr, HI, H2S), можутьвідновлювати пероксидні атоми Оксигену.

Обмінна реакція:Na2O2 + 2HCl →2NaCl

+ H2O2.Окиснювання

пероксиду:3Na2O–12 +

4H2S+6O4(конц.)→3Na2SO4 +3O02 + S0 +4H2O.

Відновлюванняпероксиду:

3Na2O–12 + HI–1+3H2O → HI+5O3 + 6NaOH.

З карбідами проводять реакції т ільки за участю дуже розведенихнеокиснювальних кислот (для запобігання вибуху), при цьомузалежно від природи карбіду може виділятися метан абоацетилен.

1. Al4C3 + 12HCl →4AlCl3↓ + 3CH4↑,

2. Be2C + 4HCl →2BeCl2 + CH4↑,

3. Na2C2 + 2HCl →2NaCl + C2H2↑,

CaC2 + 2HCl → CaCl2 +C2H2↑.

Одержання і застосування кислотДля кожної кислоти, яка має промислове значення, розроблені свої способи добування, щозвичйно складаються з декількох технологічних стадій. Однак корисно знати й лабораторніспособи одержання кислот (табл. 10.4).

Таблиця 10.4 – Способи одержання кислотГідратація кислотних оксидівБільшістьоксигеновміснихкислотдобувають підчас взаємодіїкислотнихоксидів зводою.

Нагадаємо,що оксид NO2єангідридомодночасно двохкислот.

SO3 + H2O → H2SO4,N2O5 + H2O → 2HNO3,4NO2 + О2 + 2H2O → 4HNO3однак:2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3.

Обмінна реакція солі з іншою кислотоюЯкщо такіоксидинерозчинні уводі, товідповідні їмкислотидобуваютьнепрямимшляхом, а саме:дією іншоїкислоти (найчастішесульфатної) навідповідну сіль

Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3↓,FeS + H2SO4(розв.) → FeSO4 + H2S,AgNO3 + HCl → HNO3 + AgCl↓,CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS↓

Взаємодія неметалів з воднемТакими єБезоксигеновікислоти HF, HCl,HBr, HI, H2Sдобуваютьшляхомсполученняводню знеметалом знаступнимрозчиненнямводневоїсполуки у воді.

Н2 + СІ2 → 2HCI,Н2 + S → H2S

Взаємодією активних неметалів з водоюНайчастіше цереакція з хлоромчи бромом,внаслідок якоїутворюєтьсясуміш кислот

Cl2 + H2O → HCl + HClO

Гідроліз деяких бінарних сполук неметалівЗ цією метоювикористовуютьгалогенідиФосфору (ІІ) чиФосфору (V)

PCl5 + 4H2O→H3PO4 + 5HCl,PI3 + 3H2O→H3PO3 + 3HI

Окисно-відновні реакціїНаведені уцьому пунктірівняння реакційне маютьпрактичногозначення – воницікаві лише як

3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O → 3H3P+5O4 + 5N+2O,2S+4O2 + O02 + 2H2O → 2H2S+6O–24.

Розділ 2 62

можливістьодержаннякислот різнимиметодами

Найбільше значення має сульфатна кислота. Її використовують для одержання солей, іншихкислот, мінеральних добрив, пластмас, штучного волокна, ліків та інших речовин. Виробництвосульфатної кислоти визначає рівень розвитку хімічної промисловості. Найважливішимикислотами є також хлоридна (соляна) НСІ і нітратна (азотна) HNO3. вони використовуються дляодержання солей, ліків, мінеральних добрив, багатьох органічних речовин.

Практична частинаПриклад 1. Наведіть тривіальні назви таки кислот: Н3AsО3, Н2S2O3, НNO3, CH3COOH, НСІ,НMnО4, Н3РО4, Н2S, HCN, HClO,H3BO3, HBr, H2CO3, H2SiO3 і складіть формули оксидів, що їмвідповідають. Розподіліть їх за типами на оксигеновмісні, безоксигенові, одноосновні,двохосновні, багатоосновні.

Розв’язок: Відповідь на запропоновані питання наведемо у вигляді таблиці:Формула

кислотиТривіальна назвакислоти

Формулавідповідного оксиду Тип кислоти

БезоксигеновіНСІ Соляна

Безоксигенові кислоти не маютьангідридів

ОдноосновніHBr БромоводневаHCN СинільнаН2S Сірководнева ДвохосновнаОксигенвмісніCH3COOH Оцтова Оксиду не існує

ОдноосновніНNO3 Азотна N2O5, NO2HMnO4 Марганцева Mn2O7HClO Хлорноватиста Cl2OH2SiO3 Кремнієва SiO2

ДвохосновніН2S2O3, Тіосульфатна Оксиду не існуєH2CO3 Вугільна CO2Н3РО4, Ортофосфорна P2O5Н3AsО3 Миш’яковиста As2O3 ТриосновніH3BO3 Борна B2O3

Приклад 2. Які з перелічених сполук реагують з розведеним розчином сульфатної кислоти:NaCl, Zn, Al2O3, P2O5, CO, Na2HPO4, (CuOH)2CO3, BaCl2, CO2, Mg(ОН)2, NH3, Cr(OH)3, НNO3, CaО?Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: У взаємодію з сульфатною кислотою серед перелічених сполук не будутьвступати кислотні (P2O5 і CO2) і несолетворні оксиди (СО), нітратна кислота НNO3 і сіль NaCl,оскільки при такій реакції не забезпечується умова необоротності.

1) Розведена H2SO4взаємодіє з цинком, оскільки цей метал у ряді напруг стоїть до водню:H2SO4(розв.) + Zn → ZnSO4 + H2;2) Розведена H2SO4взаємодіє з основними і амфотерними оксидами:H2SO4 + CaO → CaSO4 + H2O,3H2SO4 + Al2O3 → Al2(SO4)3 + 3H2O,3) Розведена H2SO4вступає у реакцію нейтралізації з основами, у тому числі й з амфотерними:H2SO4 + Mg(ОН)2, → MgSO4 + H2O,H2SO4 + Cr(ОН)3→ Cr2(SO4)3 + 3H2O;4) Розведена H2SO4 взаємодіє з кислими, основними і середніми солями за умовою утворення

газу, осаду чи малодисоційованої сполуки:H2SO4 + Na2HPO4 →Na2SO4 + H3PO4,H2SO4 + (CuOH)2CO3 →2CuSO4 + CO2 + 2H2O,H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl;5) Розведена H2SO4 з амоніаком вступає в реакцію сполучення, утворюючи сіль:H2SO4 + 2NH3 � (NH4)2SO4.Приклад 3. Які з перелічених металів реагують з хлоридною кислотою: Mg, Cu, Fe, AI, Hg, Ca?

Складіть рівняння відповідних реакцій.Розв’язок: Хлоридна кислота виявляє окиснювальну здатність тільки за рахунок йона Н+,

тому буде реагувати виключно з тими металами, що у ряді напруг розміщуються до водню.Отже, реакція з малоактивними металами Cu і Hg неможлива. З рештою металів взаємодіяпроходить відповідно до рівнянь реакцій:

1. 2HCl+ Mg → MgCl2 + H2;2. 2HCl+ Fe → FeCl2 + H2;3. 6HCl+ 2Al → 2AlCl3 + 3H2;4. 2HCl+ Ca → CaCl2 + H2.5. Приклад 4. Який об’єм розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 20 % і густиною

1,143 г/мл необхідно взяти для нейтралізації розчину Натрій гідроксиду масою 100г змасовою часткою NaOH 40 %? Обчисліть масу солі, що утворилась.

Розв’язок: Взаємодія проходить згідно з рівнянням2NaOH + H2SO4 � Na2SO4 + 2H2OЗнайдемо масу і кількість речовини NaOH:m(NaOH) = ω . mрозчину / 100% = 40 . 100 / 100 = 40υ(NaOH) = m / M = 40 / 40 = 1моль.З співставлення кофіцієнтів у рівнянні реакції можна стверджувати, що кількість речовини

сульфатної кислоти вдвічі менша, ніж кількість речовини Натрій гідроксиду:υ(H2SO4) = 1/2υ(NaOH) = 1/2 . 1моль = 0,5 моль.Обчислимо масу сульфатної кислоти і масу її 20% розчину:m(H2SO4) = υ(H2SO4) . М(H2SO4) = 0,5 . 98 = 49г,mрозчину = m(HCl) . 100% / ω = 196 . 100 / 20 = 98г.Кількість речовини Na2SO4, що утворилася внаслідок реакції дорівнює:υ(Na2SO4) = υ(H2SO4) = 0,5моль,а маса солі:m (Na2SO4) = υ(Na2SO4) . М(Na2SO4) = 0,5 . 142 = 71г.

Розділ 2 63

СОЛІ Класифікація та номенклатура солей Хімічні властивості солейОдержання і застосування солей


Змішані солі, Кислі солі, Комплексні солі, Основні солі, Подвійні солі,, Середні солі, Солі

СОЛІ

Солі – це сполуки, які можна розглядати як продукт повного чи часткового заміщення атомівГідрогену в кислоті на метал (чи групу NH4

+) або як продукт заміщення гідроксильних групп воснові на кислотний залишок.

Солі здебільшого належать до йонних сполук, за виключенням деяких галогенідів (наприклад,HgCl2, Hg2Cl2). Зв’язок між атомами металу і кислотним залишком йонний, а між атомамиелементів, що входять до складу кислотного залишку, – ковалентний полярний. У вузлахкристалічної решітки солей знаходяться не молекули, а йони.

З погляду теорії електролітичної дисоціації солі – це електроліти, які у водному розчинідисоціюють, утворюючи катіони металу (або амоній-катіони NH4+) і аніони кислотних залишків.Наприклад: КСІ → К+ + СІ–.

Класифікація та номенклатура солейЗалежно від особливостей складу і хімічних властивостей солі найчастіше поділяються на такінайважливіші типи: середні, кислі та основні (рис. 11.1). Але крім названих, існують ще й іншірізновиди солей: подвійні, змішані, гідратні, комплексні та оксосолі.

Рисунок 11.1 – Спрощена класифікація солей– Середні солі – це продукт повного заміщення йонів Гідрогену в кислоті катіонами металу чи

амоній-катіоном NH4+, наприклад: КСl, Na2SO4, (NH4)3PO4. Назви середніх солей складаються зназви металу у називному відмінку і назви кислотного залишку (табл. 11.1). Якщо метал виявляєрізні ступені окиснення, то після його назви вказується ступінь окиснення арабською цифрою зпозначкою «+» або валентність римською цифрою, наприклад, сіль складу FeCl3 можна назватиФерум(+3) хлорид, або Ферум (ІІІ) хлорид. Для кислотних залишків безоксигенових кислотвживаються суфікси -ид.

– Кислі солі – це продукти неповного заміщення йонів Гідрогену в багатоосновній кислоті накатіони металів. Інакше кажучи, до складу кислих солей входять атоми Гідрогену – один чидекілька, наприклад: Са(НСО3)2, NaHSO4. Кислі солі дисоціюють ступінчасто: спочаткувідщеплюють йони металу, а потім йони Гідрогену:

КНСО3 →K+ + HCO3–,HCO3– →H+ + CO32–.Назви кислих солей складаються з назви середньої солі, до якої додають префікс гідроген-:

КНСО3 – Калій гідрогенкарбонат (табл. 11.1).Таблиця 11.1 – Номенклатура кислотних залишків

Кислотний залишок Назва Кислотний залишок НазваF– Фторид NO3– Нітрат

Cl– Хлорид NO2– Нітрит

Br– Бромід PO43– Ортофосфат

I– Йодид HPO42– Гідрогенортофосфат

CN– Ціанід H2PO4– Дигідрогенортофосфат

S2– Сульфід PO3– Метафосфат

HS– Гідргенсульфід MnO4– ПерманганатSO32– Сульфіт SiO32– СилікатHSO3– Гідрогенсульфіт CO32– КарбонатSO42– Сульфат HCO3– ГідрогенкарбонатHSO4– Гідрогенсульфат Сr2O72– Дихромат

– Основні солі – це продукти неповного заміщення гідроксид-йонів у багатокислотних основахкислотними залишками; основні солі містять одну чи декілька гідроксильних груп ОН–,наприклад: Mg(OH)Cl, (CuOH)2CO3. Однокислотні основи основних солей не утворюють. Основнісолі теж дисоціюють ступінчасто, при цьому спочатку відщеплюються кислотні залишки, а далі– гідроксид-йони:

Mg(OH)Cl → Mg(OH)+ + Cl–.Mg(OH)+ → Mg2+ + ОН–.Назви основних солей складаються з назви середньої солі і префікса гідроксо-, який

ставиться перед назвою металу: Са(ОН)СІ – Гідроксокальцій хлорид.– Подвійні солі, в яких атоми двох різних металів сполучені з аніонами однієї кислоти,

наприклад: Магній-Кальцій карбонат, склад якого можна виразити формулою CaMg(CO3)2, абоCaCO3.MgCO3; Калій-Алюміній сульфат складу KАl(SO4)2. Розчинні подвійні солі дисоціюютьвідразу на всі складові частини:

KAl(SO4)2 → К+ + Аl3+ + 2 SO42–.– Змішані солі, до складу яких входять два різних кислотних залишка, сполученних з катіоном

одного металу, наприклад: сіль Кальцій хлорид-гіпохлорит CaOCl2, (або Ca(ClO)Cl), в якій катіонКальцію одначасно зв’язаний з двома кислотними залишками – хлоридної та гіпохлоритноїкислот – HCl і HСlO відповідно. При дисоціації вони дають один катіон металу і два аніоникислотних залишків:

CaOCl2 →Ca2+ + Cl–+ ClO–.

Розділ 2 64













– Гідратні солі, в кристалічній решітці яких міститься певна кількість молекул води,наприклад: Купрум сульфат пентагідрат CuSO4 .5H2O, Натрій сульфат декагідрат Na2SO4.10H2O. При розчиненні таких солей у воді кристалізаційна вода вимивається з кристалічноїрешітки і приєднується до розчинника.

– Комплексні солі – це сполуки, які містять складні (комплексні) йони, здатні до самостійногоіснування у розчинах чи розплавах, наприклад наприклад: Калій тетрагідроксоалюмінатК[AI(OH)4], Калій гексаціаноферат (+2) K3[Fe(CN)6], Калій гексаціаноферат (+3) K4[Fe(CN)6]. Урозчинах чи розплавах вони розщеплюються на комплексний йон та протийон:

К[Al(OH)4] → К+ + [Al(OH)4] –,K4[Fe(CN)6] → 4K++ [Fe(CN)6]4–,K3[Fe(CN)6] → 3K+ + [Fe(CN)6] 3–.– Оксосолі – це різновид солей, до складу яких входить оксокатіон, що містить атом металу в

максимальному чи досить високому ступені окиснення, сполученого з одним чи двома атомамиОксигену. Оскількі програмою не передбачено вивчення цього типу солей, ми не будеморозглядати їх докладно, т ільки наведемо декілька прикладів: оксотітан (+4) сульфат TiOSO4,диоксованадій (+5) сульфат (VO2)2SO4, оксованадій (+5) нітрат VO(NO3)3, диоксохром (+6)хлорид CrO2Cl2.

Необхідно взяти до уваги, що багато солей мають тривіальні назви (табл. 11.2), які кориснознати.

Таблиця 11.2 – Тривіальні назви солейФормула солі Тривіальна назва Формула солі Тривіальна назваCaSO4 .0,5H2O Алебастр (CuOH)2CO3 МалахітKAl(SO4)2.12H2O Алюмокалієвий галун CuSO4 .5H2O Мідний купорос

NH4NO3 Амонійна селітра NaNO3Натронна (чилійська)селітра

Ba(NO3)2 Баритова селітра NH4Cl НашатирCaOCl2 Белільне вапно SnCl4 Олов’яна оліяKClO3 Бертолетова сіль NaНCO3 Питна содаNa2B4O7 .10H2O Бура CaF2 Плавиковий шпатCaSO4 .2H2O Гіпс NaCl Поварена сільMgSO4 .7H2O Гірка сіль К2СО3 ПоташNa2SO4 .10H2O Глауберова сіль Pb(CH3COO)2 Свинцевий цукорMgCO3. CaCO3 Доломит (PbOH)2CO3 Свинцеві білилаK4[Fe(CN)6] Жовта кров’яна сіль KCl . NaCl СильвінітFeSO4 .7H2O Залізний купорос HgCl2 Сулема

КNO3Калійна (індійська)селітра Cu(H2PO4)2 .H2O Суперфосфат подвійний

Hg2Cl2 Каломель SnCl2 Сусальне золото

Na2CO3 Каустична содаKCr(SO4)2.12H2O Хромокалієвий галун

HgS Кіновар K2Cr2O7 ХромпикNa2CO3 .10H2O Кристалічна сода K3[Fe(CN)6] Червона кров’яна сільAgNO3 Ляпіс

Хімічні властивості солейХімічні властивості солей зумовлюються як катіоном, так і аніоном, які входять до складукожної окремой солі. Основні хімічні властивості солей наводяться у табл. 11.2

Таблиця 11.2 – Хімічні властивості солейВзаємодія з металлами

Для визначення можливості взаємодії солі з тим чи іншим металом доречно ще раз згадатиряд напруг металів:

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb 2H Cu Hg Ag Pt Au�� <— Зростання активності металу

Зменшення активності металу →Солі вступають уреакцію тільки збільш активнимиметаллами, щостоять у ряді напругліворуч від тогометалу, що входитьдо складу солі. Слідпам’ятати, що дужеактивні метали (Na,K, Ba) теж невзаємодіють зрозчином солімалоактивногометалу, оскількимайже миттєвопочинається їхреакція з водою.Однак у випадкурозплавів активніметали витісняютьменш активні зрозплавів їх солей

CuSO4 + Fe → Cu + FeSO4,однак Cu + FeSO4 → реакція не проходить.Na(тв.) + SnSO4(розплав) →t Na2SO4 + Sn,2Na+ 2H2O+ [SnSO4(тв.)]→2NaOH+ H2+ [SnSO4(тв.)]

Відношення до нагріванняБільшість солейвиявляє стійкість довисоких температур.Однак солі амонію, атакож солімалоактивнихметалів, слабкихкислот чи кислот, вяких елементиперебувають у

Розділ 2 65

високому чинизькому ступеніокиснення, принагріваннірозкладаються. Так,карбонати лужних,активних імалоактивнихметалів поводятьсебе при нагріваннізгідно з прикладами1–3, кислі і основнікарбонати –відповідно дорівнянь 4 і 5, амонійнісолі – за прикладами6–10, нітрати амоніюта металів різноїактивності – засхемами 10–13,сульфати – 14–16,при цьому одна й тасама сіль можерозкладатися по-різному залежно відтемператури(приклади з FeSO4).Цікаво такожпорівнятирозкладання KClO3(приклади 17 і 18),яке залежно від умовпроходить зутворенням різнихпродуктів

1) Na2CO3(твердий) →t Na2CO3(розплав),2) MgCO3 →t MgO + CO2,3) 2Ag2CO3 →t 4Ag + 2CO2 +O2,4) 2NaHCO3 →t Na2CO3 + H2O,5) (CuOH)2CO3 →t 2CuO + CO2 + H2O;6) NH4Cl →t NH3 + HCl,7) (NH4)3PO4 →t 3NH3 + H3PO4,8) NH4NO2 →t N2 + 2H2O,9) (NH4)2Cr2O7 →t Cr3O3 + N2 + 4H2O,10) NH4NO3 →t N2O + 2H2O,11) 2KNO3 →t 2KNO2 + O2,12) 2Cu(NO3)2 →t 2CuO + 4NO2 + O2,13) 2AgNO3 →t 2Ag + 2NO2 + O2;14) 2BaSO4 →t 2BaO + 2SO2 + O2,15) 2FeSO4 →t Fe2O3 + SO2 + SO3,16) 4FeSO4 →t 2Fe2O3 + 4SO2 + O2;17) 2KClO3(katMnO2) →t 2KCl + 3O2,18) 4KClO3 →t KCl + 3KClO4;19) 2KMnO4 →t K2MnO4 + MnO2 + O2

Відношення до водиВсі розчинні і малорозчинні солі, за винятком тих, що утворені сильною кислотою і сильною

основою, вступають в обмінну взаємодію з водою – реакцію гідролізу.Солі, утворенісильною основою іслабкою кислотою (Ітип гідролізу), привзаємодії з водоюдають лужнуреакцію середовища(pH < 7)

СН3СООNa + H2O ⇔ CH3COOH + NaOH,СН3СОО– + Na++ H2O ⇔ CH3COOH + Na+ + OH–,СН3СОО– + H2O ⇔ CH3COOH + OH–

Солі, утвореніслабкою основою ісильною кислотою (ІІтип гідролізу), привзаємодії з водоюдають кислу реакціюсередовища (pH > 7)

NH4Сl+ H2O ⇔ NH4OH + HCl,NH4+ + Сl– + H2O ⇔ NH4OH + H+ + Cl–,NH4+ + H2O ⇔ NH4OH + H+

Солі, утвореніслабкою основою іслабкою кислотою (ІІІтип гідролізу), привзаємодії з водоюдають нейтральнуреакцію середовища(pH = 7)

СН3СООNH4 + H2O ⇔ CH3COOH + NH4OH,СН3СОО– + NH4+ + H2O ⇔ CH3COOH + NH4OH,CH3COO– + NH4+ + H2O ⇔ CH3COOH + NH4OH

Реакція з кислотамиВзаємодіявідбувається, якщовнаслідок реакціїутворюється слабкийелектроліт – газ,осад,малодисоційованасполука.

Na2S + 2HCl→2NaCl + H2S↑,K2SiO3 + 2HNO3→2KNO3 + H2SiO3↓,KNO2 + HCl → KCl + HNO2

Реакція з лугамиВзаємодіявідбувається, якщовнаслідок реакціїутворюється слабкийелектроліт – осад,газ,малодисоційованасполука. Кориснознати, що при діїлугів на розчинні солі,що містять катіонAg+ чи Hg2+,утворюється новасіль і випадає осаднерозчинногооксиду.

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl,NH4Cl + NaOH → NaCl + NH4OH,однак при нагріванні утворюється газ:NH4Cl + NaOH →t NaCl + NH3↑ + H2O,2AgNO3 + 2KOH → 2KNO3 + Ag2O↓ + H2O,HgNO3 + 2KOH → 2KNO3 + HgO↓ + H2O

Реакція з солямиВзаємодіявідбувається, якщовнаслідок реакціїутворюється осад чи(рідше)малодисоційованасполука (приклад зутвореннямFe(CNS)3)

Na2SO4 + BaCl2 → 2NaCl + BaSO4↓,Fe(NO3)3 + KCNS → 3KNO3 + Fe(CNS)3

Якісні реакції– це такі реакції, при яких за допомогою так званого якісного реагенту можна однозначно

довести, що до складу дослідженої солі входить певний аніон чи певний катіон. При цьомуслід пам’ятати про взаємність дії якісних реагентів: якщо, приміром, на солі Барію якісним

Розділ 2 66

реагентом є сульфат-аніон SO42–, то справедлива й обернена залежність, тобто на солісульфатної кислоти якісними реагентами будуть розчинні сполуки, що містять катіон Ва2+.Якісним реагентом накатіони Fe2+ є жовтакров’яна сільK3[Fe(CN)6], прицьому утворюєтьсясиній осадберлінської лазуріFe3[Fe(CN)6]2

3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] →6KCl + Fe3[Fe(CN)6]2↓,3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– → Fe3[Fe(CN)6]2↓

Якісним реагентом накатіони Fe3+ єчервона кров’янасіль K4[Fe(CN)6] аборозчинна сполука, щомістить роданід-аніон CNS–. Упершому випадкуутворюється синійосад турнбулєвої синіFe4[Fe(CN)6]3, а удругому –малодисоційованасіль Ферум (ІІІ)роданід Fe(CNS)3

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] →12KCl + Fe4[Fe(CN)6]3↓,4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]3– → Fe3[Fe(CN)6]2↓;FeCl3 + 3KCNS → 3KCl + Fe(CNS)3,Fe3+ + CNS– → Fe(CNS)3

Якісними реагентамина катіони Ba2+ єсульфат-аніон(SO42–) або хромат-аніон (CrO42–), привзаємодії з якимиутворюються осади:білий BaSO4 іяскраво-жовтийBaCrO4

Ba(NO3)2 + Na2SO4 → 2NaNO3 + BaSO4↓,Ba2+ + SO42– → BaSO4↓;BaCl2 + K2CrO4 → 2KCl + BaCrO4↓,Ba2+ + CrO42– → BaCrO4↓

Якісним реагентом накатіони Ag+ єрозчинні сполуки, щомістять аніонихлоридної тайодидної кислот (Cl–і I– відповідно), якіутворюють з осадибілого (AgCl) іжовтого (AgI)кольору

AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl↓,Ag+ + Cl– → AgCl↓;CH3COOAg + KI → CH3COONa + AgI↓,Ag+ + I– → AgI↓

Якісним реагентом накатіони Pb2+ єхромат-аніон(CrO42–), привзаємодії з якимутворюється блідо-жовтий осад BaCrO4

Pb(NO3)2 + K2CrO4 → 2KNO3 + PbCrO4↓,Pb2+ + CrO42– →BaCrO4↓

Відновні властивостівиявлять солі, в яких атоми будь-якого елементу, що входять до складу аніона чи катіона,

знаходяться у мінімальних чи достаньо низьких ступенях окисненняДо сильнихвідновників зарахунок катіонаналежать солі зкатіонами Fe2+, Cr2+,Mn2+і амоній-катіонNH4+

1. 2Fe+2Cl2 + Cl02 → 2Fe+3Cl–13,2. 4Cr+2Cl2 + O02 + 4HCl →4Cr+3Cl3 + 2H2O–2,3. 2N–3H4Cl +H2S+6O4(конц.)→N02+ S+4O2+ 2HCl+4H2O

За рахуноккислотного залишкавідновні властивостівиявляють солі, щомістять аніонигідрогенгалогеніднихкислот (Cl–, Br–, I–,крім F–), сульфід(S2–), сульфіт(SO32–), нітрит (NO2–)тощо. У наведенихприкладах вказаніступені окисненнявідновників іокисників, щобнаочнішепродемонструватихарактер їхзмінювання

2NaBr–1 + Mn+4O2 + 2H2SO4 →Br20 + Mn+2SO4 + Na2SO4 +2H2O,Na2S–2 + H2O2–1 →S0 + 2NaO–2H,2Na2S+4O3+ O2 → 2Na2S+6O4–2,2KN+3O2 + Br02 + H2O → 2KN+5O3 + 2HBr–1

Окисні властивостівиявлять солі, в яких атоми будь-якого елементу, що входять до складу аніона чи катіона,

знаходяться у максимальних чи достаньо високих ступенях окисненняЗа рахунок катіонаокисні властивостівиявляють солімалоактивнихметалів (Au+3, Hg+2,Cu+2, Ag+1) (Cr+3,Fe+3)

1. 2Au+3(NO3)3 + 3Zn0 →3Zn+2(NO3)2 + 2Au0,2. Cu+2Cl2 + H02 → 2H+1Cl + Cu0,3. 2Fe+3Cl3 + 2KI–1 → 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I02

За рахунок аніонаокисні властивостівиявляють соліокиснювальнихоксигеновмісних

CaS+6O4 + 3CaS–2 → 4CaO + 4S0,KN+5O3 + C+2O →KN+3O2 + C+4O2,

Розділ 2 67

оксигеновміснихкислот (SO42–, NO3–,MnO4– , CrO42–,Cr2O72–)

2KMn+7O4+ 16HCl–1→ 2Mn+2Cl2+ 5Cl02+ 2KCl + +8H2O,K2Cr+62O7+ 14HBr–1 → 2Cr+3Br3+ 3Br02+ 2KBr + +7H2O

Одержання і застосування солейПрактично солі можна одержати, виходячи з будь-якого класу неорганічних сполук. Більшістьспособів добування солей вже розглянуті при попередьому вивченні представників інших класівсполук – оксидів, основ і кислот. У табл. 11.3 дані приклади реакцій, внаслідок якихутворюються солі.

Таблиця 11.3 – Способи одержання солейРеакція нейтралізаціїТакі реакціїпроходять у томувипадку, якщо хочби одна з вихіднихсполук є сильнимелектролітом або,якнайменше,добре розчинноюречовиною

KOH + HNO3 → KNO3 + H2O,Cu(OH)2 + 2CH3COOH → (CH3COO)2Cu + 2H2O,однак:Cu(OH)2 + H2SiO3→реакція не проходить

Взаємодія кислот з основними і амфотерними оксидамиЯк правило, дляцього способуберуть сильнукислоту або,щонайменше,оксид активногометаллу, оскількиміж слабкоюкислотою іоксидоммалоактивногометаллу взаємодіямайже ніколи невідбувається

H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O,3H2SO4 + Al2O3 → Al2(SO4)3 + 3H2O,однак:H2СO3 + PbO → реакція не проходить

Взаємодія кислот із солямиВзаємодіявідбувається,якщо внаслідокреакціїутворюється осадчи (рідше)малодисоційованасполука

H2S + CuCl2 → CuS↓ + 2HCl,HCl + CH3COONa → NaCl + CH3COOH,H2SO4 + 2NaCl(крист.) →t Na2SO4 + 2HCl

Взаємодія двох різних солейВзаємодіявідбувається,якщо внаслідокреакціїутворюється осадчи (рідше)малодисоційованасполука

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl,Pb(NO3)2 + Na2SO4 → 2NaNO3 + PbSO4↓

Взаємодія лугів з кислотними і амфотерними оксидамиРеакція між лугамиі кислотними чиамфотернимиоксидамипроходить урозчині або присплавленнівихідних речовинза високихтемператур. Прицьому зкислотнимиоксидами лугиутворюютьсередні солі, замфотерним урозчині –комплексні, а присплавленні – тежсередні солі

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O,2NaOH + 2NO2→ NaNO3 + NaNO2 + H2O,2КОН + Al2O3 + 3Н2О → 2K[Al(OH)4],2КОН + Al2O3 →t 2KAlO2 + H2O,2NaОН + ZnO + 2Н2О →Na2[Zn(OH)4],2NaОН + ZnO →t Na2ZnO2 + H2O

Взаємодія лугів з солямиВзаємодіявідбувається,якщо внаслідокреакціїутворюється осадчи (рідше)малодисоційованасполука

3KOH + FeCl3 → 3KCl + Fe(OH)3 ↓,NH4Cl + KOH→ KCl + NH4OH,Ba(OH)2 + Na2CO2 → BaCO3↓ + 2NaOH

Взаємодія солетворних оксидів між собоюСолі утворюютьсявнаслідок реакції(за звичайних умовчи при сплавленні)основних ікислотних оксиів,або амфотерних –з кислотними чиосновнимиоксидами

Na2O + SO3 → Na2SO4,CaO + SiO2 →t CaSiO3,P2O5 + Al2O3 →t 2AlPO4,Na2O + Al2O3 →t 2NaAlO2

Взаємодія металів з неметаламиУ такий спосіб

Розчини 68

можна одержатисолібезоксигеновихкислот. Слідпам’ятати, щометали зі зміннимиступенямиокисненняокиснюютьсягалогенами добільш високихступенів (прикладз Fe і Cl2)

2K + Cl2 → 2KCl,2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3,Fe + S →t FeS

Взаємодія металів з кислотамиОдержання солейвнаслідок реакціїметалів зкислотамирозглядалося прививченні теми 16.3

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑,Cu + 8HNO3(розв.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O,Zn + 4H2SO4(конц.) → 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O,3Ag + 4HNO3(розв.) → 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O,4Mg + 5H2SO4(конц.) → 4MgSO4 + H2S↑ + 4H2O

Взаємодія металів із солямиСолі вступають уреакцію тільки збільш активнимиметаллами, щостоять у рядінапруг ліворуч відтого металу, щовходить доскладу солі

Fe + CuSO4→ FeSO4 + Cu,однакFeSO4 + Cu → реакція не проходить

Взаємодія амоніаку з кислотамиАмонійні соліутворюються привзаємодії амоніакузнеокиснювальнимикислотами

NH3 + HCl → NH4Cl,2NH3 + H2SO4(розв.) → (NH4)2SO4,3NH3 + H3РO4 → (NH4)3РO4

Взаємодія лугів з простими речовинамиЗ амфотернимиметалами луги присплавленні даютьсередні солі, авнаслідок реакції урозчинах –комплексні

2NaOH(тв.) + Zn →t Na2ZnO2 + H2↑,2NaOH + Zn + 2Н2О→Na2[Zn(OH)4] + H2↑,2NaOH + 2Al+ 6Н2О→2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

Солі утворюютьсяпри взаємодії лугівз такиминеметалами:кремнієм,фосфором, сіркою,галогенами Cl2 іBr2, рідше – з I2(згідно зі схемами,показаними наприкладі Cl2), авзаємодія зфтором проходитьза іншиммеханізмомпорівняно зрештою галогенів

2KOH + Si + H2O →t K2SiO3 + 2H2↑,3NaOH + 3P →3NaH2PO2 + PH3↑,6KOH + 3S →t K2SO3 + 2K2S + 3H2O,2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O,6NaOH + 3Cl2 →t NaCl + NaClO3 + 3H2O,однак: 4NaOH + 2F2 � 4NaF + O2 + 2H2O

Солі широко застосовуються в різних галузях техніки і народного господарства. Наприклад,

Натрій хлорид NaCI є сировиною для одержання хлору, хлоридної кислоти, Натрій гідроксиду,соди та інших речовин. Сода Na2СО3 – один із головних продуктів основної хімічноїпромисловості. Вона використовується у виробництві скла, мила, фарб. Кальцієві та амонійні соліфосфатної кислоти відомі як фосфорні добрива, а нітратні солі амонію та Калію – як азотні.

Розчини

5.1. Загальні уявлення про дисперсні системи5.2. Істинні розчини. Основні поняття5.3. Утворення розчинів5.4. Концентрація розчинів5.5. Розчинність

5.5.1 Розчинність газів5.5.2 Розчинність рідин5.5.3 Розчинність твердих речовин

5.6. Приклади розв'язання типових задач

Ключові терміни:аерозоль, азеотроп, азеотропний розчин, грубодисперсні системи, гідратація, гідрати,гідрозолі, децимолярний розчин, децинормальний розчин, дисперсна система, дисперснафаза, дисперсійне середовище, еквівалент, екстракція, емульсія, ефект Тіндаля, законГенрі, закон еквівалентів, закон розподілу Нернста-Шилова, золі, коефіцієнт розчинності,концентрація розчинів, кристалогідрати, кристалосольвати, критична температурарозчинення, ліозолі, масова кристалізація, масова частка, мольна частка, моляльнаконцентрація, моляльність, молярна концентрація, молярна концентрація еквівалента,

Розчини 69












































молярність, насичений розчин, ненасичений розчин, нормальна концентрація,нормальність, органозолі, пересичений розчин, правило Менделєєва, піна, розчин,розчинність, сантимолярний розчин, сантинормальний розчин, сольватація, сольвати,суспензія, титр, тонкодисперсні (мікрогетерогенні) системи, ультрамікрогетерогенні(колоїдно-дисперсні) системи, істинний розчин

5.1. Загальні уявлення про дисперсні системиХімічна взаємодія між вихідними сполуками під час гомогенних реакцій відбувається призіткненні частинок по всьому об'єму реакційного середовища, а під час гетерогенних – наповерхні поділу фаз при контакті реагуючих речовин, причому швидкість реакції є тим більшою,чим сильніше розвинена поверхня. З цих позицій особливо важливими є дисперсні системи, якіхарактеризуються великою питомою поверхнею компонентів.

Дисперсна система – це гетерогенна суміш речовин, що складається як мінімум з двох фаз,що мають сильно розвинену поверхню поділу, хімічно не взаємодіють одна з одною івідрізняються практично повною взаємною нерозчинністю.

В дисперсній системі одна з фаз утворює неперервне середовище (рідина, газ, тверде тіло), воб'ємі якого рівномірно розподілена (розосереджена) інша фаза у вигляді дрібних твердихчастинок, крапель рідини або бульбашок газу. Таким чином дисперсна система міститьщонайменше два компоненти, тому розрізняють два поняття: дисперсна фаза і дисперсійнесередовище (рис. 5.1).

Дисперсна фаза – це диспергована речовина (у вигляді дрібних твердих кристаликів,крапель рідини, бульбашок газу, асоціатів молекул чи іонів) – тобто та частина дисперсноїсистеми, яка рівномірно розподілена в об’ємі іншої речовини.

Дисперсійне середовище – це неперервне середовище, в якому рівномірно розподіленідисперговані частинки дисперсної фази.

Рисунок 5.1 – Дисперсна система: s – частинки дисперсної фази (у вигляді дрібнихтвердих кристаликів, крапель рідини, бульбашок газу, асоціатів молекул чиіонів), d – адсорбційний шар, f – однорідне дисперсійне середовищі

Дисперсну фазу можна відділити від дисперсійного середовища будь-яким фізичнимспособом: фільтруванням (рис. 5.2), центрифугуванням, сепаруванням, відстоюванням тощо.

Рисунок 5.2 – Розділення дисперсної системи фільтруванням: досить крупні частинкидисперсної фази не проходять крізь пори паперового фільтру на відміну від дрібнішихчастинок дисперсійного середовища

Дисперсні системи значно поширені в природі, техніці та в повсякденному побуті. Широковідомими прикладами дисперсних систем є суспензії, емульсії, піни, аерозолі.

Суспензія – це дисперсна система, в якій дисперсною фазою є тверда речовина, адисперсійним середовищем – рідина.

Прикладом суспензії може бути система, що утворюється при збовтуванні глини чи крейди уводі, барви, пасти.

Емульсія – це дисперсна система, в якій рідка дисперсна фаза рівномірно розподілена в об’ємірідкого дисперсійного середовища, тобто емульсія складається з двох взаємно нерозчиннихрідин.

До емульсій належить, приміром, молоко (в ньому дисперсною фазою виступають краплинижиру, а дисперсійним середовищем – вода), маргарин, морозиво, майонез, вершки (рис. 5.3).

Рисунок 5.3 – Структура емульсій: а) дисперсна система, що містить рідку дисперсну фазу(жир) і рідке дисперсійне середовище (вода); б) дисперсна система, в якій дисперсною фазою євода, а дисперсійним середовищем – рідкий жир (олія)

При відстоюванні суспензії та емульсії розділяються (розшаровуються) на складові частини:дисперсну фазу і дисперсійне середовище. Так, якщо збовтати бензен С6Н6 з водою, тоутворюється непрозора емульсія, яка через деякий час розділяється на два шари: верхнійбензеновий і нижній водний (рис. 5.4). Для запобігання розшаровуванню емульсій в них додаютьемульгатори – речовини, що надають емульсіям агрегатну стабільність.

Розчини 70





















Рисунок 5.4 – Емульсії: а) дисперсна система, що складається з рідкої дисперсної фази (олія) ірідкого дисперсійного середовища (води); б) розшаровування емульсії на складові частини післявідстоювання

Піна – комірчаста дисперсна система, в якій дисперсною фазою є сукупність бульбашок газу(чи пари), а дисперсійним середовищем – рідина чи тверде тіло.

У пінах загальний об'єм газу, що міститься у бульбашках, може у сотні разів перебільшуватиоб’єм рідкого чи твердого дисперсійного середовища, який знаходиться у прошарках міжбульбашками газу (рис. 5.5).

Рисунок 5.5 – Піни: а) з рідким дисперсійним середовищем; б) з твердим дисперсійнимсередовищем

Аерозоль – дисперсна система, що складається з дрібних твердих або рідких частинокдисперсної фази, рівномірно розподілених по газовому дисперсійному середовищу (найчастішепо повітрю).

Аерозолі часто зустрічаються в оточуючому середовищі. Серед природних аерозолів доречнозгадати такі різновиди:

1) Туман – аерозольна дисперсна система, що складається з рідкої дисперсної фази(краплі рідини 10 мкм) і газового дисперсійного середовища (рис. 5.6 а).

2) Дим – аерозольна дисперсна система, що складається з твердої дисперсної фази(частинки 0,1-5 мкм) і газового дисперсійного середовища (рис. 5.6 б).

3) Смог – аерозольна дисперсна система, що складається з суміші твердої і рідкоїдисперсних фаз (частинки 0,1-50 мкм) і газового дисперсійного середовища (рис. 5.6 в).

4) Пил – аерозольна дисперсна система, що складається з твердої дисперсної фази(частинки 10-100 мкм) і газового дисперсійного середовища (рис. 5.6 г).

Рисунок 5.6 – Приклади аерозольних дисперсних систем: а) туман; б) дим; в) смог; г) пилРізноманітність і численність дисперсних систем вимагає їх всебічної класифікації за різними

ознаками.I . Класифікація за ступенем дисперсності. Залежно від розмірів частинок дисперсної фази

дисперсні системи умовно поділяються на три групи (рис. 5.7).

Рисунок 5.7 – Класифікація дисперсних систем за розміром частинок (дляпорівняння наведені розміри частинок в істинних розчинах)

1. Грубодисперсні системи, в яких розмір частинок перебільшує 10–5 м. Ця групадисперсних систем характеризується певними ознаками: частинки дисперсної фазиосідають (або спливають) у полі гравітаційних сил, не проходять крізь паперовіфільтри (рис. 5.2); їх можна роздивитися у звичайному мікроскопі. До них належатьсуспензії, емульсії, пил, піна тощо.

2. Тонкодисперсні (або мікрогетерогенні) системи з розміром частинок 10–5–10–7 м. Доних належать тонкі зависі, дими, поруваті тверді т іла.

3. Ультрамікрогетерогенні (або колоїдно-дисперсні) системи, в яких частинки

Розчини 71

розміром 10–9–10–7 м утворюють асоціати з 103_109 атомів, завдяки чому між ними ірозчинником виникає поверхня поділу. Колоїдні розчини характеризуютьсягранично-високодисперсним станом, їх звичайно називають золі, або часто ліозолі,щоб підкреслити, що дисперсійним середовищем є рідина (ліос – рідкий). Якщодисперсійним середовищем є вода, такі золі називають гідрозолі, а якщо органічнарідина — органозолі.Для більшості колоїдних розчинів притаманні такі ознаки:

невелика швидкість дифузії та відсутність здатності проходити черезнапівпроникні мембрани;частинки дисперсної фази (колоїдні частинки) можна роздивитися лише задопомогою ультрамікроскопа чи електронного мікроскопа;розсіювання променів світла колоїдними частинками, внаслідок чого вультрамікроскопі вони мають вигляд світних цяток, що перебувають убезперервному хаотичному русі – це явище називається ефект Тіндаля(рис. 5.8);присутність стабілізаторів (іонів електролітів), які утворюють на поверхніподілу фаз іонний шар або сольватну оболонку, що забезпечує існуваннячастинок у суспендованому стані та перешкоджає їхньому злипанню;дисперсна фаза має малу розчинність у дисперсійному середовищі.

В якості прикладів колоїдних систем можна навести крохмаль, білки, полімери, каучук, мила,гідроксиди алюмінію та феруму.

Рисунок 5.8 – Ультрамікрогетерогенна (тонкодисперсна) система: а) колоїдний розчин;б) розсіювання світла колоїдним розчином (ефект Тіндаля); в) схема відхилення тонкогопроменю світла при проходженні через колоїдний розчин

II. Класифікація дисперсних систем за співвідношенням агрегатних станів дисперсної фази ідисперсійного середовища (табл. 5.1 – 5.3). Відповідно до такої класифікації при умовномузапису дисперсних систем спочатку зазначають агрегатний стан дисперсної фази за допомогоюбукв: Г (газ), Р (рідина) чи Т (тверда фаза), а потім після тире (чи через косу риску) – агрегатнийстан дисперсійного середовища, наприклад, для дисперсної системи «газ у рідині» прийнятопозначення Г/Р.Таблиця 5.1 – Класифікація дисперсних систем з газоподібним дисперсійним середовищемПозначеннядисперсноїсистеми

Назва дисперсної системи і приклади

Г/Г Дисперсна система не утворюється

Р/Г

Аерозолі:

Т/Г

Аерозолі, порошки:

Таблиця 5.2 – Класифікація дисперсних систем з рідким дисперсійним середовищем

Позначеннядисперсноїсистеми


Г/Р

Газові емульсії, піни:

Розчини 72

Р/Р

Емульсії:

Т/Р

Суспензії та золі:

Таблиця 5.3 – Класифікація дисперсних систем з твердим дисперсійним середовищемПозначеннядисперсноїсистеми


Г/Т

Поруваті тіла:

Р/Т

Капілярні системи:

Розчини 73

Т/Т

Тверді гетерогенні системи:

5.2. Істинні розчини. Основні поняттяЯкщо дисперсна фаза подрібнена до розмірів молекул та іонів (менш 10–9 м), між частинкамидисперсної фази і дисперсійного середовища зникає поверхня поділу, система стає гомогенною,– утворюється істинний розчин, або просто розчин.

Розчин – це гомогенна термодинамічно стійка система змінного складу, яка містить декількакомпонентів: розчинник, розчинену речовину (одну чи декілька) та продукти їх взаємодії.

Звичайно розчинником вважається компонент, який у вільному вигляді перебував у тому жагрегатному стані, що й утворений розчин. Однак якщо до розчинення обидва компонентизнаходилися в однаковому агрегатному стані, то за розчинник приймають речовину, кількістьякої у розчині суттєво більша. Винятком з цього правила вважаються розчини, одним зкомпонентів якого є вода – такі розчини звичайно називають водними, навіть при меншійкількості води порівняно з кількістю інших компонентів.

Розчини належать до рівноважних однорідних систем, які досягли мінімуму енергії Гіббса зарахунок усіх можливих типів взаємодії між складовими частинками. Відмінними ознакамиістинних розчинів є відсутність поверхні поділу між компонентами, що зумовлює прозорість івисоку стійкість розчинів, тому вони самочинно не розділяються на складові частини протягомтривалого часу (рис. 5.9).

Рисунок 5.9 – Істинний розчин: а) прозорий водний розчин; б) точкова пляма світла на екраніпісля проходження тонкого променя світла через істинний розчин; в) схема проходженняпроменя світла через істинний розчин без відхилення

Розчини мають як спільні риси з механічними сумішами і хімічними сполуками, так і відмінностівід них. Подібно до механічних сумішей розчини мають змінний склад, але, на відміну від них,розчин неможливо розділити на компоненти простими фізичними методами (фільтруванням,відстоюванням тощо). Останнє цілком справедливо і для хімічних сполук, які здебільшогохарактеризуються сталим складом.

Залежно від агрегатного стану розчини поділяються на три групи, кожна з яких має своїособливості.

1. Газоподібні розчини – це суміші газів, що не взаємодіють між собою (рис. 5.10),наприклад, повітря (суміш N2, O2, CO2 та ін.), природний газ.

Розчини 74

Рисунок 5.10 – Газоподібний розчин Cl2 у повітрі2. Рідкі розчини – це однофазні гомогенні системи (рис. 5.11), що утворюються при

розчиненні газоподібних, рідких або твердих речовин у рідкому розчиннику, роль якихможуть відігравати неорганічні речовини (найчастіше – це вода, рідкий амоніак,безводна сульфатна чи оцтова кислоти) або органічні сполуки (метанол, інші спирти,ацетон, бензен, тетрахлорометан тощо).

Рисунок 5.11 – Рідкі водні розчини (зліва направо): червоний кобальт (ІІ) нітрат Co(NO3)2,оранжевий калій дихромат K2Cr2O7, жовтий калій хромат K2CrO4, зелений нікель (ІІ) хлорид NiCl2,блакитний купрум (ІІ) сульфат CuSO4, рожево-фіолетовий калій перманганат KMnO4

3. Тверді розчини, які можуть утворюватися солями, металами чи оксидами. Твердірозчини поділяються на два типи:

Тверді розчини заміщення (рис. 5.12а), компоненти яких мають однотипну кристалічнурешітку і близькі розміри частинок;Тверді розчини вкорінення (рис. 5.12б) утворюються внаслідок закріплення молекул,атомів чи іонів однієї речовини у пустотах кристалічної решітки іншої речовини.

Рисунок 5.12 – Тверді розчини: а) заміщення; б) вкорінення

5.3. Утворення розчинівПротягом тривалого наукового дослідження і вивчення розчинів виникало багато теоретичнихобґрунтувань щодо особливостей їх утворення та властивостей. Розглянемо найважливіші зних.

Фізична теорія розчинів (Вант-Гофф, Арреніус) розглядає процес розчинення як простийрозподіл (диспергування) однієї речовини по всьому об’єму іншої, а розчинник – індиферентнесередовище, в якому хаотично розподілені частинки розчиненої речовини. Згідно з цією теорієювластивості розчинів повинні залежати лише від концентрації розчиненої речовини.

Хімічна теорія розчинів (Д.І.Менделєєв) розглядає розчин як динамічну систему, міжрівноцінними компонентами якої – розчинником і розчиненою речовиною – відбувається хімічнавзаємодія.

Сучасна теорія розчинів (Каблуков, Кістяковський) є поєднанням фізичної і хімічної теорій.Відповідно до неї процес розчинення вважається складною сукупністю фізико-хімічних явищ,серед яких виділяють три основні етапи.

1. Руйнування структури речовини, що розчиняється. На руйнування хімічних іміжмолекулярних зв’язків необхідно витратити певну енергію, тому цей етапсупроводжується поглинанням теплоти і зростанням ентальпії: ΔHруйн > 0.

2. Хімічна взаємодія (рис. 5.13а) розчинника з частинками речовини – так званасольватація (або гідратація, якщо розчинником є вода). При цьому утворюютьсясольвати (або гідрати) – нестійкі хімічні сполуки частинок розчиненої речовини змолекулами розчинника (або води) (рис. 5.13б).

Розчини 75

Рисунок 5.13 – Схема розчинення солі NaCl: а) руйнування кристалічної решітки і гідратаціяіонів Na+ і Cl–; б) моделі гідратованих іонів Na+ і Cl–

Завдяки виникненню нових зв’язків у процесі сольватації, енергія вивільняється, томуспостерігається виділення теплоти, а ентальпія системи зменшується: ΔНсольв < 0. Слідзазначити, що зменшення ентальпії системи помітно залежить від розмірів іонів, які піддаютьсясольватації: чим меншим є радіус іона, тим сильніше він сольватується.

Утворення сольватів супроводжується зовнішніми ознаками, наприклад, зміненням об’єму призмішуванні етанолу С2Н5ОН з водою, виділенням теплоти внаслідок розчинення Н2SO4 у воді,зміненням забарвлення (білий CuSO4 утворює синій розчин, сині кристали CoCl2 – рожевий).

Навіть забарвлення різних розчинів однієї сполуки відрізняються залежно від природирозчинника. Наприклад, при гідратації солі кобальту (II) водний розчин набуває рожевогокольору, а при сольватації цієї ж солі в ацетоні – блакитного (рис. 5.14). Подібним чиномповодять себе більшість солей і деякі представники інших класів неорганічних сполук.

Рисунок 5.14 – Забарвлення розчинів кобальт (ІІ) хлориду CoCl2 при утворенні: а) гідратів змолекулами води CoCl2 · nН2О; б) сольватів з ацетоном CoCl2 · m(CH3)2CO

Цікаво, що при випаровуванні води-розчинника із розчину залишається рожевий осад складуCoCl2 · 6Н2О, а при випаровуванні ацетону-розчинника – блакитний осад складуCoCl2 · 6(CH3)2CO. З неводних розчинів теж вдається добувати тверді речовини. Наприклад, зметиловим спиртом утворюються тверді осади складу CaCl2 · 6CH3OH, Mg(ClO4)2 · 6CH3OH. Це –кристалосольвати. Отже, існування сольватів у розчинах підтверджується можливістювиділення з них кристалосольватів.

Кристалосольвати – тверді сполуки, у кристалічній решітці яких міститься деяка кількістьмолекул розчинника. Якщо розчинником є вода, такі кристалосольвати називаютьсякристалогідрати.

3. Самочинний процес рівномірного розподілення сольватів (гідратів) у розчиннику, щопов’язаний з дифузією і вимагає витрати енергії. Ентальпія системи при цьому зростає:ΔНдиф > 0.

Загальне змінення ентальпії в процесі розчинення включає три складових, щохарактеризують окремі етапи розчиненя (рис. 5.15):

Розчини 76

Рисунок 5.15 – Змінення ентальпії системи при розчиненні: на руйнування хімічних зв’язківвитрачається енергія, тому , а внаслідок сольватації енергія вивільняється,тому

Сумарний тепловий ефект процесу розчинення може бути додатним (ендотермічнерозчинення) чи від’ємним (екзотермічне розчинення). Наприклад, розчинення звичайної соліNaCl проходить з незначним поглинанням теплоти і невеликим зростанням ентальпії:

= 4 кДж/моль (рис. 5.16).

Рисунок 5.16 – Тепловий ефект розчинення NaCl у воді визначається енергією руйнуваннякристалічної решітки і енергією гідратації:= 788 + (–784) = 4 кДж/моль

Якщо у воді розчиняються гази чи рідини, то енергія для розриву зв’язківневелика і розчинення супроводжується виділенням теплоти ( ). Прирозчиненні кристалічних речовин, руйнування решітки потребує значної витрати енергії. Томурозчинення твердих речовин у воді частіше протікає з поглинанням теплоти (

) і належить до ендотермічних процесів.Процес розчинення відбувається самочинно ( ) до досягнення розчином стану

насичення. Однак тепловий ефект ( ) і змінення ентропії ( ) можуть бути яквід’ємними, так і додатними. Розчинення газів супроводжується виділенням теплоти (

) і зменшенням ентропії ( ), оскільки система набуває більш впорядкованогостану порівняно з вільним газом. Відповідно до рівняння самочинному розчиненню газів сприяють низькі температури. Чим вища температура, тимбільша імовірність, що величина досягне значення , а рівність

відповідає стану рівноваги при розчиненні ( ), тобтонасиченню розчину.

Розчинення кристалічних речовин часто відбувається з поглинанням теплоти ( ) ізростанням ентропії ( ). Згідно з рівнянням самочинномурозчиненню кристалічних речовин у воді сприяють високі температури. При низькихтемпературах можливо, що добуток не досягатиме значення і енергіяГіббса процесу буде додатною ( ), тобто розчинення самочинно не відбуватиметься.

5.4. Концентрація розчинівКожний реальний розчин характеризується набором своїх власних параметрів: масою, об’ємом,

Розчини 77

температурою, тиском (цей показник є особливо важливим для газоподібних розчинів),густиною, концентрацією тощо.

Концентрація розчинів – це величина, що характеризує кількісний склад розчину і визначаєвідносну кількість розчиненої речовини, яка міститься у певній кількості розчину або припадаєна певну кількість розчинника.

Для якісної оцінки концентрації розчину використовують терміни: розведений іконцентрований, однак межі між ними досить умовні. Для точного вираження концентраціїрозчину застосовують декілька способів.

1. Масова частка ω – це величина, яка визначається відношенням маси розчиненої речовини(mреч) до маси всього розчину (mрозч) і вимірюється у частках одиниці:

(5.1)Однак іноді масову частку виражають у відсотках – у цьому випадку її можутьназивати відсотковою концентрацією, або масовою часткою у відсотках:

(5.2)З рівняння (5.2) зрозуміло, що відсоткова концентрація показує, скільки грамів розчиненоїречовини mреч міститься у кожних 100 г розчину.

2. Молярна концентрація, або молярність СМ – це величина, що дорівнює відношенню

кількості розчиненої речовини до об'єму розчину (Vрозч), виміряному в літрах:

(5.3)Молярна концентрація СМ показує, яка кількість розчиненої речовини реч (моль)міститься у кожному літрі розчину.

Молярність розчину виражається у [моль/л], але замість цієї розмірності дозволенопозначати її великою літерою М, наприклад, записи 2 моль/л H2SO4 і 2М H2SO4 єрівноцінними. Вони вказують на розчин сульфатної кислоти, в одному літрі якого міститься2 моль H2SO4. Розчин, в 1 л якого міститься 0,1 моль розчиненої речовининазивається децимолярний розчин, якщо кількість розчиненої речовини складає 0,01 мольречовини, то це сантимолярний розчин.

3. Молярна концентрація еквівалента, або нормальнаконцентрація, або нормальність СN – це величина, що визначається відношеннямкількості еквівалентів (nекв) розчиненої речовини до об'єму розчину (Vрозч), виміряному влітрах:

(5.4)Нормальна концентрація, або нормальність СN показує, яка кількість еквівалентіврозчиненої речовини mреч (моль-екв) міститься у кожному літрі розчину, томувиражається у [моль-екв/л], чи просто [моль/л]. По аналогії з молярною концентрацієюнормальність позначають буквою N (рідше – н), наприклад, запис 0,25 N (0,25 н) тотожнийзапису 0,25 моль-екв/л.

Розчин називають децинормальний розчин, якщо він містить 0,1 моль еквівалентіврозчиненої речовини в одному літрі, і сантинормальний розчин, якщо розчиненої речовинив одному літрі міститься 0,01 моль еквівалентів

Нагадаємо, що еквівалент – це така реальна або умовна частка речовини, яка вобмінних реакціях може заміщувати, приєднувати або вивільняти 1 атом чи 1 іонГідрогену.

За допомогою нормальної концентрації можна виразити окремий випадок законеквівалентів щодо обмінних реакцій у розчинах:

взаємодія між розчинами відбувається в об'ємних співвідношеннях, оберненопропорційних їх нормальностям (тобто молярним концентраціям еквівалентів):

(5.5)Вираз закону еквівалентів (5.5) дозволяє робити певні обчислення і за відомими данимиоднієї сполуки знаходити невідому величину іншої (наприклад, нормальність CN2 чи об’ємV2), з якою перша сполука пов’язана стехіометричним співвідношенням:

(5.6)4. Моляльна концентрація, або моляльність Сm – це величина, яка визначається

відношенням кількості розчиненої речовини ( реч) до маси розчинника (mрозч-ка),виміряної у кілограмах:

(5.7)Моляльність Сm показує число молів розчиненої речовини, що приходиться на 1 кг (1000 г)розчинника, тому вона виражається у [моль/кг]. Як правило, в більшості стехіометричнихрозрахунків кількість речовини ( реч) звичайно вимірюють у г/моль, а масу розчинника(mрозч–ка) – у грамах, тому для приведення моляльної концентрації до відповідноїрозмірності у числівнику рівняння (5.7) необхідно ставити число 1000. Якщо ж масарозчинника буде виміряною у кг, тоді перемножувати числівник на 1000 не потрібно.

5. Мольна частка – це величина, що визначається відношенням кількості розчиненоїречовини 1 до загальної кількості всіх речовин у розчині (тобто суми числа моліврозчиненої речовини 1 і числа молів розчинника 2). Раніше мольна частка позначаласявеликою літерою N, але в останній час уведене нове позначення – грецькою буквою (хі),тому необхідно брати до уваги обидва варіанти:

1 (5.8)6. Титр Т – це величина, що визначається відношенням маси розчиненої речовини до об’єму

розчину, виміряному у літрах.

(5.9)Інакше кажучи, титр Т показує, скільки грамів розчиненої речовини міститься в 1 млрозчину, тому вимірюється в [г/мл]. Відносно формули (5.9) знов необхідно привести деякіпояснення. Число 1000 у числівнику ставиться у тому випадку, коли об’єм розчинувиміряний у літрах. Якщо об’єм виражається у мл, то числівник на 1000 перемножувати неслід.

5.5. РозчинністьТерміну «розчинність» у хімії прийнято надавати подвійного змісту. З одного боку, підрозчинністю розуміють здатність речовини у вигляді найдрібніших структурних одиниць(сольватованих молекул, іонів тощо) рівномірно розподілятися по всьому об’єму розчинника, а зіншого – кількісний показник, пов’язаний з максимальною за даних умов концентрацієюрозчиненого компонента у розчині.

За розчинністю у воді усі речовини поділяються на три групи.

Розчини 78

1. Добре розчинні речовини, наприклад, цукор, натрій хлорид, натрій гідроксид (тверді);етиловий спирт, ацетон (рідкі); хлороводень, амоніак (гази).

2. Малорозчинні: кальцій сульфат, свинець (тверді речовини); діетиловий етер, бензен(рідини); кисень, азот, метан (гази).

3. Нерозчинні: скло, срібло, золото (тверді речовини); гас, рослинні масла (рідини); гелій,неон, аргон (гази).

Кількісною характеристикою розчинності можуть виступати дві характеристики: коефіцієнтрозчинності , яким найчастіше користуються в інженерних розрахунках, і власно розчинність s,до якої зазвичай звертаються у розрахунках з аналітичної хімії.

Коефіцієнт розчинності – це величина, що показує, скільки грамів речовини можемаксимально розчинитися у 100 г розчинника при даній температурі.

Наприклад, запис 18Pb(NO3)2 = 51,7 означає, що при 18 °С у 100 г води може максимальнорозчинитися 51,7 г солі Pb(NO3)2. Якщо у такий розчин внести ще декілька кристаликів Pb(NO3)2,то вони за даної температури розчинятися не будуть, а залишаються в осаді. Але між осадом ірозчиненою речовиною у розчині встановлюється динамічна рівновага: одночасно здійснюєтьсячасткове розчинення осаду і кристалізація речовини із розчину, причому обидва процесивідбуваються з однаковими швидкостями (рис. 5.17 б).

Рисунок 5.17 – Співвідношення між кількістю частинок, що випадають в осад і розчиняються урозчині: а) ненасиченому; б) насиченому; в) пересиченому

Розчин, в якому за даної температури речовина більш не розчиняється і встановлюєтьсядинамічна рівновага між розчиненою речовиною у розчині та її осадом, називається насиченийрозчин.

Молярна концентрація розчиненої речовини в насиченому розчині називається розчинність s:

Оскільки розчинність s визначає молярну концентрацію, то одиницею її вимірювання є[моль/л], цю величину використовують для розрахунків поряд із коефіцієнтом розчинності .

Розчин, який містить менше розчиненої речовини, ніж необхідно для його насичення, і вякому може розчинятися додаткова кількість речовини, називається ненасичений розчин.

У ненасиченому розчині відбувається самочинний процес розчинення твердої фази, внаслідокякого вся речовина опиняється у розчині (рис. 5.17 а).

Поняття «насичені» та «ненасичені» розчини не слід ототожнювати з поняттями«концентровані» та «розведені» розчини. Існує багато малорозчинних речовин (СаСО3, СаSO4),насичені розчини яких мають низьку концентрацію, тобто є розведеними.

Деякі речовини можуть утворювати так звані пересичені розчини (рис. 5.17 в), в якихконцентрація розчиненої речовини перебільшує величину розчинності s.

Розчин, в якому при певній температурі міститься більше розчиненої речовини, ніж цезумовлено межею розчинності, називається пересичений розчин.

Існування пересичених розчинів зумовлюється кінетичними чинниками процесу кристалізації, якіускладнюють окремі етапи утворення осаду: виникнення центрів кристалізації (так званих«зародків кристалізації»), побудову кристалічної решітки і зростання окремих кристалів. Протена відміну від термодинамічно стійких ненасичених і насичених розчинів, пересичений розчинє метастабільною (тобто термодинамічно нестійкою) системою. Тому навіть при незначномузовнішньому втручанні надлишкова кількість речовини (відносно значення розчинності s)миттєво випадає в осад, а розчин при цьому перетворюється на насичений. Пересичені розчиниодержують за допомогою спеціальних методів, наприклад, при дуже повільному і обережномуохолодженні насичених розчинів. (рис. 5.18).

Рисунок 5.18 – Утворення пересиченого розчину Na2S2O3: а) нагрівання твердогокристалогідрату натрій тіосульфату Na2S2O3·5H2O; б) за рахунок кристалізаційної води, щомістилася у кристалогідраті та вивільнилася при його нагріванні, відбувається розчиненнябезводної твердої фази (Na2S2O3) і утворення метастабільного пересиченого розчину; в) принезначному зовнішньому втручанні (постукування по колбі скляною паличкою) надлишокрозчиненого натрій тіосульфату миттєво випадає в осад, утворюючи кристали Na2S2O3 повсьому об’єму

Розчини 79

ВІДЕОРОЛІК 3 - Пересичений розчин натрій ацетату і самочинна масова кристалізація осаду CH3COONa

Для графічного опису границь існування розчину певної речовини у ненасиченому, насиченомучи пересиченому стані користуються діаграмами розчинності, або політермами (рис. 5.19).

Рисунок 5.19 – Діаграма (політерма) розчинності: лінія АВС – крива розчинності, якахарактеризує залежність концентрації насиченого розчину від температури; пунктирна лініяEG – крива максимального пересичення; 1 – область надпересичення, яку технічно неможливодосягти у реальних умовах; 2 – область пересичених (метастабільних) розчинів; 3 – областьненасичених розчинів

Крива АВС на рис. 5.19 відображає залежність розчинності s речовини від температури івідповідає рівноважному стану фазової діаграми

Кристали речовини насичений розчин.Нижче кривої розчинності АВС, яка одночасно характеризує концентрації насичених розчинів,

знаходиться область ненасичених розчинів (3), здатних додатково розчиняти ще певнукількість речовини, вище – область пересичених розчинів (2). Крива EG показує максимальнуконцентрацію пересиченого розчину, яку можна експериментально досягти в реальних умовах.

Розглянемо гіпотетичний випадок з розчином, склад якого відповідає точці К притемпературі Т2. При додаванні кристалів речовини до цього розчину буде проходити їхрозчинення, а концентрація – поступово зростати до точки В, тобто до досягнення станунасиченості. Однак при подальшому введенні кристалів речовини до одержаного насиченогорозчину (точка В), концентрація не зміниться, а вся додана речовина осяде на дні посудини увигляді осаду, який перебуває у стані рівноваги з розчиненою речовиною у розчині. Якщо тепернагрівати цей насичений розчин вище температури Т2, кристали, що перебувають у рівновазі зрозчином, починають розчинятися, а точка В – пересуватися вверх вздовж кривої розчинностіАВС до точки О, яка відповідає температурі кипіння Ткип при даному тиску. В точці О криварозчинності АВС обривається, оскільки розчинник випаровується у газову фазу, а надлишкова(порівняно з величиною розчинності s) частина розчиненої речовина випадає в осад.

Уявимо інший експеримент. Якщо повільно і дуже обережно, без струшування таперемішування, охолодити ненасичений розчин складу D від температури Т3 до Т2, концентраціяречовини не змінюється, оскільки не змінюється кількісне співвідношення між розчиненоюречовиною і розчинником. Тим не менше, розчин стає насиченим (точка В на кривій АВС), тому щопри нижчій температурі (Т2) розчинність речовини менше, ніж при більш високій температурі (Т3).Подальше поступове охолодження нижче температури Т2 переводить насичений розчин вобласть існування пересичених метастабільних розчинів (область 2 між кривими АВС і EG). Притемпературі Т1 (точка Е на кривій EG) починається (і буде продовжуватися і після припиненняохолодження) спонтанна масова кристалізація речовини, приклад якої можна спостерігативізуально при миттєвому утворенні осаду натрій ацетату в пересиченому розчині при введенні внього кристаликів CH3COONa (Відеоролік 3).

Масова кристалізація – одночасне виникнення в об’ємі всього пересиченого розчину великоїкількості кристалів речовини.

Внаслідок масової кристалізації концентрація у розчині буде зменшуватися згідно з кривоюEF, а розчин стане насиченим (рис. 5.19). У точці F кристалізація припиняється.

Слід знати, що кристалізація є найпоширенішим методом одержання і очистки речовин. Длявидалення домішок з технічних продуктів використовують їх перекристалізацію з воднихрозчинів. Для цього, якщо розчинність забрудненої речовини зростає при підвищеннітемператури, її нагрівають у мінімальній кількості води до високої температури, відділяютьмеханічні домішки шляхом фільтрування чи відстоювання, а потім охолоджують розчин,викликаючи примусову масову кристалізацію очищеної речовини.

Крім температури, на розчинність речовин впливають інші зовнішні умови, а такожспіввідношення між хімічною природою речовини і розчинника. Тут діє відома закономірність, якузвичайно називають правило Менделєєва: подібне розчиняється в подібному. Це означає, щоречовини з неполярним ковалентним зв’язком краще розчиняються в неполярних розчинниках і,навпаки, речовини з полярним ковалентним або іонним зв’язком краще розчиняються в полярнихрозчинниках. Так, кисень, в молекулах якого здійснюється неполярний ковалентний зв’язок,

Розчини 80

добре розчиняється у неполярному бензені і погано – у полярному розчиннику воді. І, навпаки,кристали натрій хлориду NaCl з іонним зв’язком дуже легко розчиняються у воді, молекули якихє полярними, і зовсім погано – у малополярних органічних розчинниках.

5.5.1 Розчинність газівВзаємна розчинність газів є необмеженою. Це означає, що при змішуванні декількох газів вониутворюють гомогенну газову суміш, незалежно від їх кількісного співвідношення. До речі, такіпроцеси дуже часто спостерігаються у повсякденному житті, наприклад, швидке поширеннязапахів у приміщенні.

Розчинність газів у рідинах залежіть від природи газу і розчинника, тиску, температури івиражається кількістю літрів (а інколи кількістю грамів) розчиненого газу в 1 л розчинника.Наприклад, при кімнатній температурі в 1 л Н2О розчиняється близько 700 л NH3 і лише 0,02 лN2. Необхідно додати, що розчинність газів в органічних рідинах помітно перебільшуєрозчинність їх у воді.

Хімічна природа газу і розчинника виявляється у можливості взаємодії між розчинником. Так,за однакових зовнішніх умов розчинності N2 i NH3 у воді неоднакові, оскільки молекулярний азотз водою не реагує, у той час як амоніак утворює гідрат NH3 · H2O (інакше кажучи – гідроксидамонію NH4OН), що відповідно до принципу Ле Шательє сприяє зміщенню рівноваги у правий бік,тобто посилює розчинність амоніаку:

, реакція не проходить.

Залежність розчинності газів від тиску виражає закон Генрі:розчинність газу в рідині за умов сталої температури прямо пропорційна його парціальному

тиску

(5.10)де m – маса газу, що розчиняється в 1 л розчинника, Р' – тиск газу (або парціальний тиск,коли має місце суміш газів), k – коефіцієнт, що характеризує природу розчину.

Для газів, здатних хімічно взаємодіяти з розчинником, закон Генрі не виконується, тому що такігази вступають в практично необоротну хімічну реакцію, наприклад:

;

.Закон Генрі виконується тільки наближено і в тому випадку, коли взаємодія газу з рідиною

має оборотний характер, наприклад:

;

.А за умови сталого тиску розчинність газів зменшується з підвищенням температури (рис.

5.20) – відповідно до принципу Ле Шательє, оскільки розчинність газів належить доекзотермічних процесів (ΔH < 0). Це явище дуже легко спостерігати, якщо налити у склянкуохолоджену воду і залишити її на деякий час при кімнатній температури. Досить швидковнутрішні стінки склянки покриються бульбашками газу – це повітря, що було розчинено ухолодній воді.

Рисунок 5.20 – Залежність розчинності деяких газів від температури при постійному тискуЗавдяки зменшенню розчинності газів при підвищення температури кип’ятіння розчину дає

змогу практично повністю позбутися розчинених у воді газів. Проте є випадки, коли цьогодосягти неможливо. Так, при нагріванні розчину хлоридної (соляної) кислоти з масовою часткоюHCl 37-38% спочатку виділяється газоподібний хлороводень, а після досягнення концентрації20,2% при температурі 110 °С починає кипіти нероздільна суміш HCl i H2O.

Розчин, що не розділяється на компоненти при температурі кипіння,називається азеотропний розчин, або азеотроп.

Азеотропні суміші дуже часто утворюються і в системі рідина-рідина. Наприклад, вода іетанол утворюють азеотропну суміш, що містить 95,6% С2Н5ОН в 4,4% Н2О і має температурукипіння 78,15 °С.

5.5.2 Розчинність рідинПри змішуванні двох рідин може спостерігатися декілька випадків.

1. Рідини розчиняються одна в одній в будь яких масових чи об’ємних співвідношеннях.Прикладом таких бінарних систем можуть бути системи: вода–етанол, вода–гліцерин, бензен–гексан, ацетон–етанол та ін.

2. Рідини, здатні до обмеженої взаємної розчинності за певної температури. При змішуваннітаких рідин відбувається їх розшаровування на дві фази, причому рідина з більшою густиноюбуде знаходитися знизу (рис. 5.21). Кожний шар в цій двохфазній системі уявляє собоюнасичений розчин однієї рідини в іншій, а на поверхні їх поділу встановлюється фазова рівновага.

Розчини 81

Рисунок 5.21 – Фазова рівновага у системі двох рідин з обмеженою взаємною розчинністю:зверху насичений розчин тетрахлорометану CCl4 у воді H2O, а знизу – насичений розчин водиH2O в тетрахлорометані CCl4

При нагріванні розчинність рідин збільшується і при деякій температурі настає необмеженавзаємна розчинність компонентів системи.

Температура, при якій обмежена розчинність рідких компонентів переходить у необмежену,називається критична температура розчинення.

Наприклад, якщо змішувати анілін з водою, то після відстоювання утворюються дві рідкіфази: верхня – водна, насичена аніліном, і нижня – анілінова, насичена водою. При нагріванні цієїсуміші до критичної температури (168 °С) двохфазна система перетворюється на гомогеннуоднофазну систему внаслідок досягнення взаємної необмеженої розчинності компонентів. Інодінеобмежена взаємна розчинність настає не при підвищенні, а навпаки, при зниженнітемператури. До систем, які мають нижні критичні температури розчинення, належить суміштриметиламін–вода (Ткр = 12,5 °С), триметилпіридин–вода (Ткр = 57 °С).

3. Рідини практично не розчиняються одна в одній. До таких систем належать системи:вода–бензен, вода–ртуть, вода–циклогексан та ін. Для цього випадку часто виникає цікавеявище: різна розчинність третього компоненту одночасно в двох рідинах, які перебувають уконтакті, але не змішуються між собою (рис. 5.22).

Рисунок 5.22 – Розподіл між двома взаємно нерозчинними рідинами (бензеном С6Н6 і водоюН2О) третього компоненту: а) йоду І2 (з неполярною будовою молекул), який добрерозчиняється в неполярному бензені С6Н6 і погано – у полярній воді Н2О, тому майже повністюпереходить у верхній бензеновий шар; б) калій перманганату KMnO4 (сполуки іонної структури),який добре розчиняється у Н2О і погано – у С6Н6, тому концентрується у нижньому водному шарі

Явище, при якому спостерігається різна розчинність третього компоненту в двох рідинах, якіперебувають у контакті, але не змішуються між собою, описує

закон розподілу Нернста-Шилова: при сталій температурі незалежно від кількості внесеноїречовини в систему, що складається з двох взаємно нерозчинних рідин, відношеннярівноважних концентрацій цього третього компонента між двома рідинами, які не змішуються,є сталою величиною:

(5.11)де Крозп – коефіцієнт розподілу, який показує, в скільки разів розчинність третьогокомпонента більша у фазі А, ніж у фазі В; СА і СВ – молярні концентрації третьогокомпоненту в рідинах (фазах) А і В. Приклад величини коефіцієнту розподілу третьогокомпоненту Крозп між двома взаємно нерозчинними рідинами поданий у табл. 5.4.

Таблиця 5.4 – Коефіцієнт розподілу йоду (І2) при 18 °С у системах,що складаються з двох взаємно нерозчинних рідин

Система з двохвзаємно нерозчиннихрідин

С2Н5ОН – СS2 CCl4 – H2O CS2 – H2O

Коефіцієнт розподілуйоду І2 (третійкомпонент)

2,8 85 413

Найважливішим наслідком закону розподілу є можливість вилучення розчиненої речовини зрозчину (наприклад, з водного) шляхом додавання до розчину іншого, органічного розчинника,що не змішується з водою – саме тому в нього і переходить речовина, що витягується з води.Такий процес називається екстракцією

Екстракція – метод вилучення речовини з розчину за допомогою відповідного розчинника(екстрагенту), який не змішується з цим розчином.

Екстракція базується на різниці коефіцієнтів розподілу речовини між двома різними фазами:двома рідинами, що не змішується, рідиною та твердим тілом, рідиною та газом. Екстракція тимефективніше, чим більше коефіцієнт розподілу відрізняється від одиниці на користь другогокомпонента, що додається, – розчинника. Ефективність процесу екстракції посилюється такожшляхом проведення її в багатоступінчастому вигляді.

Закон розподілу лежить в основі концентрування і очищення рідин методом екстракції, якийвикористовується для розділення продуктів радіоактивного розпаду елементів АЕС, добуванняметалів із руд, виділення органічних сполук з рослинної сировини (зокрема – розчинів сахарози,рослинної олії і багатьох інших продуктів), очищення лікарських препаратів, а також урозподільній хроматографії. Екстракція використовується в гідрометалургії і технологіїрідкісних металів для вилучення і очищення таких металів, як Cu, Ni, Та, Co, Мо, Re, Th, Mn, Hf, вурановій промисловості для отримання і концентрування урану і переробки радіоактивнихвідходів, а також в нафтопереробці.

Розчини 82

5.5.3 Розчинність твердих речовинТверді речовини подібно до газів і рідин за розчинністю у воді поділяються на трикласифікаційні групи:

нерозчинні, для яких значення розчинності є найменшим (s < 0,001 моль/л). До нихналежать (за винятком відповідних сполук лужних і деяких лужноземельних металів):

сульфіди (Me2Sy),гідроксиди (Me(OH) y),сульфіти (Me2(SO3)y),хромати (Me2(CrO4)y),середні карбонати (Me2(CO3)y) іфосфати (Me3(PO4)y);

розчинні, для яких значення розчинності s > 0,1 моль/л. До цієї групи входять такі соліметалів і амонію:

майже всі ацетати загального складу (CH3COO)yMe і CH3COONH4,нітрати Me(NO3)y і NH4NO3,т іоціанати (Me(CNS)y і NH4CNS),галогеніди (хлориди, броміди, йодиди) загального складу MeHaly, за виняткомгалогенідів плюмбуму (ІІ) PbHal2, купруму (І) CuHal і аргентуму (I) AgHal,сульфати Me2(SO4)y, і (NH4)2SO4, за винятком сульфатів деяких лужноземельнихметалів (SrSO4 і ВаSO4), Ag2SO4, і PbSO4;

малорозчинні, для яких значення розчинності (моль/л) 0,001 < s < 0,1. До них належатьСаSO4, Li3PO4, LiF.

Розчинність різних твердих речовин в одному і тому ж розчиннику може змінюватися у широкихмежах. При підвищенні температури здебільшого розчинність твердих тіл зростає, проте длядеяких сполук вона може зменшуватися. Зменшення розчинності з підвищенням температурихарактерне для речовин, розчинення яких супроводжується виділенням теплоти. Це,наприклад, вапно Са(ОН)2, гіпс СаSO4·2H2O.

У деяких випадках змінення розчинності при підвищенні температури зумовлене зміноюскладу твердої фази, що насичує розчин. Так, розчинність кристалогідрату Na2SO4 · 10H2Oзбільшується при нагріванні до 32,4 °С, але при цій температурі Na2SO4 · 10H2O зневоднюється,а розчинність Na2SO4 вже зменшується з підвищенням температури (рис. 5.23).

Рисунок 5.23 – Залежність розчинності деяких солей від температуриДані щодо розчинності індивідуальних солей при різних температурах наводяться у

спеціальних довідниках (табл. 5.5). Залежність розчинності твердих речовин від температурипокладено в основу метода очищення сполук перекристалізацією.

Таблиця 5.5 – Розчинність речовин у воді (20 °С)

5.6. Приклади розв'язання типових задачПриклад 5.1. Розрахувати масову частку кристалізаційної води в мідному купоросі.

Розв'язок. Мідний купорос – це кристалогідрат складу CuSO4 · 5H2O. Молярні масикристалогідрату і солі відповідно складають:

Розчини 83

Масова частка – це відношення маси складової частини речовини до всієї маси. Длявипадку, що розглядається, масову частку кристалізаційної води розрахуємо за формулою:

Отже, масова частка кристалізаційної води в кристалогідраті мідного купоросу CuSO4 · 5H2Oдорівнює:

Приклад 5.2. Протягом тривалого часу при температурі вище 100оС нагрівали наважку

глауберової солі масою 16,1 г. Встановлено, що в результаті виділилося 9,0 г води, а сухийзалишок мав склад Na2SO4. Встановити формулу кристалогідрату.

Розв’язок. Позначимо формулу глауберової солі через Na2SO4 · хH2O і обчислимо масу Na2SO4в кристалогідраті:

Молярні маси солі Na2SO4 і води відповідно складають:

Знайдемо кількості речовини солі Na2SO4 і кристалізаційної води, яка випарилася з наважкивнаслідок тривалого нагрівання:

Співвідношення кількості речовин солі Na2SO4 і води дорівнюють:(Na2SO4) : (H2Oкрист) = 0,05 : 0,5 = 1 : 10.

З одержаного співвідношення випливає, що формула глауберової солі може бути такою:Na2SO4 · 10H2O. Для перевірки складу обчислимо масові частки кристалізаційної води укристалогідраті складу Na2SO4 · 10H2O та у вихідній наважці:

Оскільки масові частки кристалізаційної води у кристалогідраті Na2SO4 · 10H2O і удосліджуваній наважці збігаються, то можна стверджувати, що насправді кристалогідратглауберової солі відповідає формулі Na2SO4 · 10H2O.

Приклад 5.3. У 100 г води розчинили 20 г солі. Визначити масову частку одержаного

розчину.Розв’язок. Спочатку знайдемо загальну масу розчину, яка складається з мас солі та води:mрозч = mсолі + mводи = 20 г + 100 г = 120 г.Масова частка складатиме:

Приклад 5.4. Розрахувати маси куховарської солі і води, що потрібні для приготування 70 г

розчину, в якому ω(NaCl) = 0,10.Розв'язок. Перетворимо вихідну формулу (ω = mреч / mрозч) і обчислимо масу речовини у

розчині:

Тоді маса води буде дорівнювати:

Приклад 5.5. Натрій гідроксид кількістю речовини 1,5 моль розчинили у 140 г води.

Визначити масову частку NaOH у розчині.Розв’язок. Обчислимо масу NaOH з урахуванням співвідношення між кількістю речовини,

масою та молярною масою :m(NaOH) = ⋅M = 1,5 моль ⋅ 40 г/моль = 60г.Маса усього розчину складається з маси NaOH і маси води:

Знайдемо масову частку натрій гідроксиду в розчині:

Приклад 5.6. Чому дорівнює молярна концентрація розчину сульфатної кислоти з масовою

часткою речовини ω(H2SO4) = 98 % і густиною розчину ρрозч = 1,84 г/мл?Розв'язок: Розрахуємо масу 1 л (або 1000 мл) розчину:

Перетворимо вихідну формулу

і знайдемо масу розчиненої речовини, приймаючи до уваги, що відсоткова концентрація вчастках одиниці дорівнює .

Тоді згідно з формулою (5.3) молярна концентрація становить:

Розчини 84

Приклад 5.7. У трьох склянках міститься по 100 мл 0,1 М розчину Na2SO4 з густиною1,012 г/мл. До однієї з них додали 60 мл води, до іншої – 10 г сухого Na2SO4, а з третьоївипарили 20 г води. Як змінилася масова частка у кожному випадку?

Розв'язок. Для визначення масової частки вихідного розчину ωвих спочатку необхіднообчислити масу розчину:

Для знаходження маси вихідної речовини Na2SO4 перетворимо формулу (5.3), вважаючи, щооб'єм складає V = 100 мл = 0,1 л, а молярна маса сульфату – M(Na2SO4) = 142 г/моль:

Тоді масова частка речовини у вихідному розчині:

Введемо певні позначення: всі величини, що стосуються розчину в першій склянці, будемовідмічати індексом 1, у другій склянці – індексом 2, а в третій – відповідно індексом 3(наприклад: ω1, mреч1, mрозч1,).

Визначимо, як змінилася масова частка у першій склянці після додавання води, внаслідок чогомаса одержаного розчину збільшилися на масу води, яка дорівнює:

тобто маса першого розчину:

а маса речовини Na2SO4 не змінилася, тому масова частка ω1 у ньому:

Тепер легко встановити, у скільки разів зменшилася масова частка у першій склянці:

У другій склянці після додавання 10 г сухої речовини Na2SO4 маса розчину складає:

а маса речовини в ньому:

Масова частка у другому розчині:

Масова частка у другому розчині зросла у

Маса розчину у третій склянці після випаровування 20 г води дорівнює:

Беручи до уваги, що маса речовини не змінилася, обчислимо масову частку у третьому розчині:

Отже, у третьому розчині масова частка теж зросла у

Приклад 5.8. Внаслідок змішування 20% розчину (ρ1 = 1,12 г/мл) нітратної кислоти з 30%

розчином (ρ2 = 1,20 г/мл) цієї ж кислоти одержали 200 мл 24% розчину HNO3, густина якогоρ3 = 1,15 г/мл. Розрахувати такі параметри: a) об'єми вихідних розчинів V1 i V2; б) молярнуконцентрацію СМ одержаного розчину.

Розв'язок. Всі величини, що стосуються першого і другого розчинів нітратної кислоти вжепозначені індексами 1 і 2 відповідно, а характеристики третього розчину, одержаного призмішуванні двох початкових, будемо позначати індексом 3.

а) Знайдемо масу одержаного розчину mрозч3 і масу речовини HNO3 (mреч3) в ньому:

Для подальших розрахунків позначимо: Vрозч1 = х і Vрозч2 = у. Тоді маси вихідних розчинівскладатимуть:

Маси речовини HNO3 в цих розчинах дорівнюватимуть:

Приймаючи до уваги, що маса речовини HNO3 у третьому кінцевому розчині складається з масHNO3 вихідних розчинів

а маса самого одержаного розчину – із мас вихідних розчинів

маємо систему рівнянь:

Розв'язуючи систему, одержуємо невідомі величини: х = 123, у = 77.Тобто шукані об'єми розчинів:

б) Молярна концентрація визначається відношенням кількості розчиненої речовини до об'ємурозчину (виміряного у літрах: Vрозч.3 = 200 мл = 0,2 л):

Розчини 85

Молярна концентрація третього розчину HNO3, одержаного при змішуванні двох початкових,дорівнює: СМ = 4,38М.

Приклад 5.9. Наважку К2Cr2O7 масою 4,41 г розчинили у 200 г води і одержали розчин з

густиною 1,015 г/мл. Визначити такі концентрації в одержаному розчині: а) масову частку,б) молярну, в) нормальну, г) моляльну, д) мольну частку, е) титр.

Розв'язок. Маса розчину складається із суми мас розчиненої речовини К2Cr2O7 (mреч) ірозчинника:

а) Масову частку обчислимо за формулою ω=mреч / mрозч :

б) Для обчислення молярної концентрації попередньо необхідно розрахувати об'єм розчинуVрозч і кількість розчиненої речовини реч.

Об’єм визначається відношенням маси розчину до його густини, :

Молярна маса речовини К2Cr2O7 і кількість розчиненої речовини реч складають:

речМолярна концентрація відповідно до формули (CM= реч / V) дорівнюватиме:

в) Знаходимо молярну масу еквівалента речовини К2Cr2O7 і кількість еквівалентів nекв:

Тоді нормальність розчину:

г) Моляльна концентрація розчину обчислюється за формулою (5.7):

д) Для обчислення мольної частки (або N) за формулою (5.8) спочатку необхіднорозрахувати кількість речовини розчинника:

Мольна частка:

е) Титр, який показує, скільки грамів розчиненої речовини припадає на 1 мл розчину,визначимо за формулою (10.9) :

Приклад 5.10. Визначити, маси кожного розчину з масовими концентраціями NaCl 10% і 20%,

які необхідно взяти для приготування 300 г з масовою часткою розчину 12%.Розв'язок. Задачі такого типу простіше розв’язувати за так званим «правилом хреста». Для

цього складають діаграму, у верхній частині якої записують масову частку більшконцентрованого розчину, у нижній – більш розведеного, а усередині – задану масову часткутого розчину, що потрібно приготувати:

На наступному етапі від значення масової частки (ω1) більш концентрованого розчину (унашому прикладі 20%) віднімають масову частку (ω3) того розчину, що треба приготувати(тобто 12%), і отриману величину (ω1 – ω3 = 20 – 12 = 8) розміщують у нижній частині діаграмипо діагоналі. У верхній частині (по діагоналі) записують різницю між значеннями масових частокрозчину, що необхідно приготувати, та більш розведеного розчину ((ω3 – ω2 = 12 – 10 = 2). Післяцього діаграма матиме вигляд:

З одержаної діаграми випливає, що для приготування зазначеного розчину слід взяти двічастини 20%-ного розчину, які на діаграмі позначені m20%,1, та вісім частин 10%-ного розчину(позначені m10%,2). Остаточний розрахунок виконують за формулами:

Приклад 5.11. Коефіцієнт розчинності CuSO4 при 25 °С дорівнює 25CuSO4 = 25. Скількиграмів солі міститься у 200 г насиченого розчину?

Розв'язок. Маса насиченого розчину складається з маси солі і маси води. Коефіцієнтрозчинності CuSO4 показує, що 25 г солі розчиняється у 100 г води, тобто в такому випадкуусього насиченого розчину утворюється 125 г. А далі складемо пропорцію:

Розчини 86

Звідки маса CuSO4 у 200 г насиченого розчину:

Приклад 5.12. При температурі 80 °С у 500 г води можна максимально розчинити 325 г сухої

солі NH4Cl. Визначити коефіцієнт розчинності амоній хлориду 80NH4Cl.Розв'язок. Складемо пропорцію:

Звідки знайдемо коефіцієнт розчинності:

Приклад 5.13. Коефіцієнти розчинності калій нітрату при 80 0С і 0 0С дорівнюють відповідно

80КNО3 = 110 г і 0КNО3 = 12 г. Скільки грамів KNO3 випаде в осад, якщо 610 г насиченогорозчину охолодити від 80 °С до 0 °С?

Розв'язок. Розрахуємо, скільки води міститься у 610 г насиченого при 80 °С розчині, беручидо уваги, що згідно з величиною коефіцієнта розчинності 110 г KNO3 розчиняються у 100 г води– тобто при 80 °С усього насиченого розчину буде (110 + 100 = 210 г). Складемо пропорцію:

Звідки маса Н2О у 610 г насиченого розчину:

Тоді маса солі в цьому розчині при 80 °С:

Після охолодження насиченого розчину до 0 °С маса води не змінюється, але, оскільки

коефіцієнт розчинності зменшується до 13 г KNO3 / 100 г Н2О, то та ж сама маса води (290,5 г)зможе розчинити вже меншу кількість солі, яку обчислимо за пропорцією:

звідки

Отже, маса KNO3, що випаде в осад при охолодженні 610 г насиченого розчину від 80 °С до0 °С буде дорівнювати:

Приклад 5.14. Скільки грамів NaCl випадає в осад із 500 г насиченого при 80 °С розчину після

його охолодження до 0 °С, якщо коефіцієнти розчинності становлять:

Розв'язок. Цей приклад подібний до попереднього, але для його розв’язку cкористаємосядещо іншим підходом. Різниця між коефіцієнтами розчинності при вказаних температурахдорівнює:

Такою виявилася би маса осаду, якщо маса розчинника (води) складала 100 г, тобто масанасиченого при 80 °С розчину дорівнювала би: 38 + 100 = 138 г. Далі знов скористаємосяметодом пропорцій:

Розчини 87

elearning.sumdu.edu.ua...5 5 5 5 5 5 6 6 7 7 7 7 8 9 9 9 9 10 10 10 11 11 12 12 12 12 14 15 16 17 17...

Documents