Основные вопросы неорганической химии

Размещено на http://www.allbest.ru/

1. Предмет и задачи химии. Роль химических наук в народном хозяйстве

Химия изучает состав, строение, свойства и превращения веществ. Впервые определение химии как науки дал М. В. Ломоносов: «Химическая наука рассматривает свойства и изменения тел... состав тел... объясняет причину того, что с веществами при химических превращениях происходит». Как видим, задачи химии, определенные Ломоносовым, близки к современным.

Химия тесно связана с физикой. «И эти две науки, - писал Ломоносов, - так соединены между собой, что одна без другой в совершенстве быть не могут». Химия соприкасается также с другими естественными науками, с геологией и биологией. На границе между химией и геологией возникла геохимия, изучающая поведение химических элементов в земной коре и космосе. Веществ очень много.

В настоящее время ученые знают около 4 млн. органических и около 100 тыс. неорганических (минеральных) веществ. Их классифицируют по различным признакам. Так, все известные вещества можно разделить на три группы: простые, сложные и смеси. Существуют многие другие классификации веществ.

Важнейшая задача химии - получение веществ с заранее заданными свойствами, интенсификация промышленных производств и создание безотходных технологий химических превращений.

Химию, изучаемую в средней общеобразовательной школе и средних учебных заведениях, можно разделить на три большие части: общую, неорганическую и органическую. Общая химия рассматривает закономерности, относящиеся ко всем химическим превращениям. Неорганическая химия изучает свойства и превращения неорганических (минеральных) веществ. Органическая химия изучает свойства и превращения органических веществ.

Роль химии в народном хозяйстве

Химизация народного хозяйства - это внедрение методов химической технологии и продуктов химической промышленности в народное хозяйство с целью его интенсификации и повышения эффективности. В настоящее время создана единая специализированная агрохимическая служба страны, которая занимается применением химических продуктов и средств. Это минеральные удобрения и пестициды - химические средства защиты растений и животных от вредителей и болезней. Это химическая мелиорация - известкование кислых и гипсование засоленных почв, это кормовые добавки в животноводстве и консерванты для сохранения продуктов. Это применение полимерных плёнок и технологии закрытого грунта, химический контроль сельхозугодий, санитарно-химический анализ сельхозпродукции.

В сельском хозяйстве широко применяются минеральные удобрения - соединения, содержащие необходимые для питания растений элементы, используемые для повышения плодородия почвы. Промышленность выпускает азотные, фосфорные, калийные и комплексные удобрения, соединение нескольких питательных компонентов и микроудобрения (соединения B, Сu, Zn, Ni, Mo, Mn, Со).

Широко внедрены пестициды - средства защиты растений от вредителей и болезней и гербициды - средства борьбы с сорняками.

2. Атомно-молекулярное учение. Основные положения

1. Существуют вещества молекулярного и немолекулярного строения.

2. У веществ молекулярного строения в твердом состоянии в узлах кристаллических решеток находятся молекулы.

3. У веществ немолекулярного строения в узлах кристаллических решеток находятся ионы или атомы.

4. Между молекулами имеются промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния вещества и его температуры. Наибольшие расстояния существуют между молекулами газов, поэтому газы легко сжимаются. В твердых веществах промежутки между частицами наименьшие, и соответственно эти вещества почти не подвержены сжатию.

5. Молекулы находятся в непрерывном движении. Скорость их движения зависит от температуры. С повышением температуры скорость движения возрастает.

6. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических - разрушаются.

7. Молекулы состоят из атомов, которые, как и молекулы, находятся в непрерывном движении. Одной из форм движения атомов является химическая реакция.

8. Атомы одного элемента отличаются от атомов другого элемента размером, массой и свойствами.

9. Атомы при химических реакциях сохраняются.

10. Химическая реакция - это образование новых веществ из тех же атомов, из которых состояли исходные вещества.

3.Понятие о химическом элементе. Простые и сложные вещества

Химический элемент -- определенный вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Известно 107 элементов. Все элементы обычно делят на металлы и неметаллы.

Химические вещества подразделяются на простые и сложные.

Простые вещества -- это вещества, образованные из атомов одного элемента. Например, простое вещество уголь образовано атомами элемента углерода, простое вещество железо -- атомами элемента железа. Простое вещество характеризуется определенной плотностью, растворимостью, температурами плавления и кипения

Сложные вещества, или хим.соединения, -- это вещества, образованные атомами разных элементов. Так, оксид меди образован атомами элементов меди и кислорода, вода -- атомами элементов водорода и кислорода.

4.Валентность и степень окисления элементов

Понятие валентности было введено в науку Э. Франкландом в 1852 г.

Валентность - это способность атомов присоединять к себе определенное число других атомов.

Валентность может быть постоянной или переменной.

Степень окисления - это условный заряд, который получает атом в результате полной отдачи (принятия) электронов, исходя из условия, что все связи в соединении ионные. В отличие от валентности степень окисления имеет знак, может быть как целочисленной, так и дробной или равной нулю. Обозначают степень окисления арабской или римской цифрой, перед которой ставят соответствующий знак, например, +1,3, 0.

5. Относительная атомная и молекулярная массы. Моль - мера количества вещества

Относительная атомная масса

Атомы элементов характеризуются определённой (только им присущей) массой. Например, масса

атома Н равна 1,67 · 10?23 г,

атома С ? 1,995 · 10?23 г,

атома О ? 2,66 · 10?23 г.

Пользоваться такими малыми значениями неудобно, поэтому введено понятие об относительной атомной массе Аr - отношении массы атома данного элемента к атомной единице массы (1,6605 · 10?24 г).

Значения Аr элементов обычно бывают приведены в Периодической системе.

Относительная молекулярная масса

Значения относительной молекулярной массы рассчитываются из значений относительной атомной массы с учётом числа атомов каждого элемента в формульной единице сложного вещества. Атомы и молекулы - частицы чрезвычайно малые, поэтому порции веществ, которые берутся для химических реакций, характеризуются физическими величинами, соответствующими большому числу частиц.

Установлено, что 12 г углерода (в виде графита или алмаза) содержат 6,02 · 1023 атомов С (Аr = 12), 28 г азота N2 содержат то же число молекул N2 (Mr = 28), 18 г H2O - то же число молекул H2O (Mr = 18).

Количество вещества В (углерод C, азот N2, вода H2O), содержащее 6,02 · 1023 частиц и обозначаемое nВ, составляет 1 моль.

Количество вещества - это физическая величина, прямо пропорциональная числу частиц, составляющих данное вещество и входящих во взятую порцию этого вещества.

Единица количества вещества - моль - отвечает такому количеству вещества, которое содержит 6,02 · 1023 частиц этого вещества (число Авогадро). Если числу Авогадро приписать единицу измерения моль?1, то получится физическая константа - постоянная Авогадро (обозначение NА): NА = 6,02 · 1023 моль?1.

6. Явления химические и физические. Химические символы и формулы. Составление химических уравнений

Изменения веществ, которые не ведут к образованию новых веществ (с иными свойствами), называют физическими явлениями.

1.Вода при нагревании может переходить в пар, а при охлаждении - в лед.

2.Длина медных проводов изменяется летом и зимой: увеличивается при нагревании и уменьшается при охлаждении.

3.Объем воздуха в шаре увеличивается в теплом помещении.

Изменения с веществами произошли, но при этом вода осталась водой, медь - медью, воздух - воздухом. Новых веществ, несмотря на их изменения, не образовалось.

Химическое явление (реакция) - явление, при котором образуются новые вещества.

А по каким признакам можно определить, что произошла химическая реакция? При некоторых химических реакциях происходит выпадение осадка. Другие признаки - изменение цвета исходного вещества, изменение его вкуса, выделение газа, выделение или поглощение тепла и света.

Признаки химических реакций

Изменение цвета исходного вещества

Изменение вкуса исходного вещества

Выпадение осадка

Выделение газа

Появление запаха

В живой и неживой природе постоянно протекают различные химические реакции

Химические символы и формулы. Символ химического элемента обозначает сам элемент или один атом этого элемента.

Каждый такой символ представляет собой сокращенное латинское название химического элемента, состоящее из одной или двух букв латинского алфавита. Символ пишется с прописной буквы. В настоящее время известно 110 химических элементов, у 109 из них есть названия и символы. Например, Азот (символ) N " эн" .

Для обозначения химических веществ используют химические формулы.

Химическая формула - сложный знак химического языка, который используется для передачи информации о веществе.

Для молекулярных веществ химическая формула может обозначать и одну молекулу этого вещества. Информация о веществе может быть разной, поэтому существуют разные типы химических формул.

В зависимости от полноты информации химические формулы делятся на четыре основных типа: простейшие, молекулярные, структурные и пространственные.

Составление химических уравнений.

Химическим уравнением (уравнением химической реакции) называют условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов.

Уравнение химической реакции даёт качественную и количественную информацию о химической реакции, реагентах и продуктах реакции; его составление основывается на законах стехиометрии, в первую очередь, законе сохранения массы веществ в химических реакциях.

7. Классификация химических реакций

Химические реакции по изменению числа исходных и конечных веществ подразделяют на:

1.Реакции соединения - реакции, при которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество:

NH3 + HCl = NH4Cl

CaO + CO2 = CaCO3

2.Реакции разложения - реакции, в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ:

C2H5Br = C2H4 + HBr

Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2 + O2

3.Реакции замещения - реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают в молекулах других веществ:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

4.Реакции обмена - реакции, в результате которых два вещества обмениваются атомами или группировками атомов, образуя два новых вещества:

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

KCl + AgNO3 = AgClЇ + KNO3

По обратимости реакции делят на обратимые и необратимые. Реакции, протекающие в двух противоположных направлениях, называются обратимыми, а, соответственно, протекающие только в одном направлении - необратимыми. При необратимых реакций продукты реакции уходят из сферы реакции (выпадают в осадок, выделяются в виде газа), образуются малодиссоциирующее соединения или выделяется большое количество энергии

8. Законы сохранения массы вещества и постоянства состава

Закон сохранения массы вещества впервые сформулирован в 1748 г.М. В. Ломоносовым. Современная формулировка закона такова: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Закон сохранения массы веществ может быть объяснен с точки зрения атомно-молекулярного учения так: при химических реакциях атомы не исчезают и не могут возникнуть из ничего; общее число атомов остается постоянным до и после реакции.

К основным законам химии относится закон постоянства состава. Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен. Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж. Пруст в 1808 г.

9. Закон Авогадро и следствие из него

Согласно закону Авогадро: одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержат одинаковое число молекул.

Большое практическое значение имеет следствие из закона Авогадро: при нормальных условиях (н.у.) один моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л.

Объем 22,4 л называют молярным (мольным) объемом газа и обозначают соответственно VM = 22,4 л/моль.

Пример: углекислый газ CO2. Имеем М(CO2) = 44 г/моль. Значит, один моль CO2 имеет массу 44 г и занимает объем (при н.у.), равный 22,4 л, а также содержит в этом объеме 6,02·1023 молекул газа.

Нетрудно показать, что связь между массой m и объемом V конкретного газа при н.у. определяется формулой:

Если условия, в которых находится газ отличается от нормальных, то используют уравнение Менделеева-Клапейрона, которое связывает все основные параметры идеального газа:

где: P - давление газа, Па;

V - объем газа, м3;

m - масса газа, г;

M - мольная масса газа, г/моль;

R - универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(моль·К);

T - температура газа, К.

10. Основные классы неорганических соединений

Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

Неорганические вещества

Простые: Металлы Неметаллы

Сложные: Оксиды Основания Кислоты Соли

Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).

Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

11. Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева

химия неорганическая молекулярный валентность

Периодический закон -- фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс. Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871): «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Особенность Периодического закона среди других фундаментальных законов заключается в том, что он не имеет выражения в виде математического уравнения. Графическим (табличным) выражением закона является разработанная Менделеевым Периодическая система элементов. Периодимческая системма химимческих элемемнтов (таблимца Менделемева) -- классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Д. И. Менделеевым в 1869--1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомного веса (по-современному, от атомной массы)

12. Характеристика свойств элементов на основании их положения в периодической системе

План характеристики химического элемента по его положению в периодической системе.

1.Положение элемента в периодической системе. Период, группа, подгруппа.

2.Порядковый номер, заряд ядра, количество протонов, количество электронов, количество нейтронов.

3.Электронное строение атома.

4.Возможные валентные состояния атома.

5.Металл, неметалл, амфотерный металл.

6.Высший оксид элемента, его характер.

7.Гидроксид элемента, его характер.

8.Пример формул солей.

9.Водородные соединения.

13. Строение атомов. Электронные формулы элементов

Название "атом" в переводе с древнегреческого значит "неделимый". Так считали ученые вплоть до конца XIX в., когда было доказано, что атом делим, что он состоит из более мелких или элементарных частиц.

Стони, ирландский физик, ввел понятие "электрон" для обозначения частиц, электризующих янтарь и вследствие этого притягивающих кусочки бумаги.

Катодные лучи Ї поток электронов из атомов металла, из которого изготовлен катод, Ї вызывали свечение стекла (Томсон и Перрен).

Был установлен отрицательный заряд электрона. Этот наименьший отрицательный заряд принят за единицу (-1). Томсон установил также и его массу, равную 1/1840 массы атома водорода.

Радиоактивность Ї явление, открытое А. Беккерелем. Различают 3 вида радиоактивных лучей: б-лучи, состоящие из б-частиц с зарядом +2 и массой 4; в-лучи Ї поток электронов; г-лучи Ї электромагнитные волны.

Выводом может служить утверждение о том, что атом делим и имеет сложное строение.

Планетарная модель атома (модель Резерфорда)

Основные положения ядерной модели атома.

Атом имеет форму шара, в центре которого находится ядро.

Ядро имеет очень малый размер.

Ядро имеет положительный заряд.

Почти вся масса атома находится в ядре.

Вокруг ядра движутся электроны.

Вся масса атома сосредоточена в ядре. Атом электронейтрален.

Полная электронная формула элемента

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

1) Главное квантовое число n минимально;

2) Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d- (l минимально);

3) Заполнение происходит так, чтобы (n + l) было минимально (правило Клечковского);

4) В пределах одного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален, т.е. содержал наибольшее число неспаренных электронов (правило Хунда).

5) При заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n2 электронов, расположенных на n2 подуровнях.

Полная электронная формула элемента

Пример. Цезий (Сs) находится в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням. Cоблюдая последовательность заполнения электронами орбиталей получим:

55Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1.

14. Периодический закон в свете учения о строении атома

Учение о строении атомов вскрыло глубокий физический смысл периодического закона.

Главной характеристикой атома является положительный заряд ядра. Это более общая и точная характеристика атома. Заряд ядра определяет число электронов в электронной оболочке атома, ее строение, а тем самым все свойства элемента и его положение в периодической системе. Современная формулировка периодического закона Д. И. Менделеева такова:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева отражает периодический закон, а вместе с тем и строение атомов элементов.

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 обусловливает периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем уровне, то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.

15. Химическая связь, ее типы

Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между атомами в молекулах и кристаллах.

Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.

Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки, способствовало созданию представления о химической связи и её электронной природе. В соответствии с моделью Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные энергетические состояния, т. е. энергетические уровни. В 1915г. немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, а в 1916 году американский учёный Льюис предложил трактовку химической связи в молекулах.

Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Ковалентная связь: наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

Ионная связь - частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов.

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

16. Характеристика металлов на основании их положения в периодической системе Д.И. Менделеева. Основные отличия от неметаллов, общие физические свойства

Металлы - это химические элементы атомы которых отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Металлы - восстановители. Это обусловлено небольшим числом электронов внешнего слоя, большим радиусом атомов, вследствие что эти электроны слабо удерживаются с ядром.

Рассмотрим характеристику химического элемента-металла по его положению в периодической системе на примере лития.

Литий Ї это элемент 2 периода главной подгруппы I группы периодической системы Д. И. Менделеева, элемент IA или подгруппы щелочных металлов.

Строение атома лития можно отразить так: 3Li Ї 2з, 1з. Атомы лития будут проявлять сильные восстановительные свойства: легко отдадут свой единственный внешний электрон и получат в результате степень окисления (с. о.) +1. Эти свойства атомов лития будут слабее выражены, чем у атомов натрия, что связано с увеличением радиусов атомов: Rат (Li) < Rат (Na). Восстановительные свойства атомов лития выражены сильнее, чем у бериллия, что связано и с числом внешних электронов, и с расстоянием от ядра до внешнего уровня.

Литий Ї простое вещество, представляет собой металл, а, следовательно, имеет металлическую кристаллическую решетку и металлическую химическую связь. Заряд иона лития: не Li+1 (так указывают с. о.), а Li+. Общие физические свойства металлов, вытекающие из их кристаллического строения: электро- и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск и т. д.

Литий образует оксид с формулой Li2O Ї это солеобразующий, основной оксид. Это соединение образовано за счет ионной химической связи Li2+O2-, взаимодействуют с водой, образуя щелочь.

Гидроксид лития имеет формулу LiOH. Это основание Ї щелочь. ^ Химические свойства: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями.

В подгруппе щелочных металлов отсутствует общая формула "Летучие водородные соединения". Эти металлы не образуют летучих водородных соединений. Соединения металлов с водородом Ї бинарные соединения ионного типа с формулой M+H-.

По своим свойствам металлы резко отличаются от неметаллов. Впервые это различие металлов и неметаллов определил М. В. Ломоносов. «Металлы, - писал он, - тела твердые, ковкие блестящие».

Причисляя тот или иной элемент к разряду металлов, мы имеем в виду наличие у него определенного комплекса свойств:

1. Плотная кристаллическая структура.

2. Характерный металлический блеск.

3. Высокая теплопроводность и электрическая проводимость.

4. Уменьшение электрической проводимости с ростом температуры.

5. Низкие значения потенциала ионизации, т.е. способность легко отдавать электроны.

6. Ковкость и тягучесть.

7. Способность к образованию сплавов.

17. Характеристика неметаллов на основании их положения в периодической системе Менделеева. Основные физические и химические свойства.

Рассмотрим характеристику химического элемента-неметалла по его положению в периодической системе на примере фосфора.

Фосфор Ї это элемент 3 периода, главной подгруппы V группы периодической системы Д. И. Менделеева, или VA группы.

Строение атома фосфора можно отразить с помощью такой записи: 15Р 2з, 8з, 5з. Отсюда следует, что атомы фосфора, а также простые вещества, образованные этим элементом, могут проявлять как окислительные свойства, получая в результате с. о. -3 (такие соединения будут иметь общее название "фосфиды"), так и восстановительные свойства (с фтором, кислородом и другими более электроотрицательными элементами), получая при этом с. о., равную +3 и +5. Например, формулы хлоридов фосфора (III) РСl3. Фосфор более сильный окислитель, чем кремний, но менее сильный, чем сера, и, наоборот, Ї как восстановитель. Фосфор более сильный восстановитель, чем азот, но менее сильный, чем мышьяк, и, наоборот, по отношению к окислительным свойствам.

Фосфор образует несколько простых веществ, т. е. этот элемент обладает свойством аллотропии.

Фосфор образует высший оксид с формулой P2O5. Характер этого оксида Ї кислотный и, соответственно, химические свойства: взаимодействие со щелочами, основными оксидами и водой. Фосфор образует еще один оксид P2O3.

Высший гидроксид фосфора Н3РО4 является типичной кислотой. Их общие химические свойства: взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями и солями.

Фосфор образует летучее водородное соединение фосфин РНз.

Основные физические и химические свойства неметаллов.

Неметаллы - это химические элементы, которые образуют в свободном состоянии простые вещества, не обладающие физическими и химическими свойствам металлов. Это 22 элемента Переодической системы: бор B, углерод C, кремний Si, азот N, фосфор P, мышьяк As, кислород O, сера S, селен Se, теллур Te, водород H, фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At; а так же благородные газы: гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe, радон Rn.

Физические свойства

Элементы-неметаллы образуют простые вещества, которые при обычных условиях существуют в разных агрегатных состояниях: газы (благородные газы:He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn;водород H2, кислород O2, азот N2, фтор F2, хлор Cl2.), жидкость (бром Br2) , твердые вещества( йод I2, углерод C, кремний Si, сера S, фосфор P и др.). Атомы неметаллов образуют менее плотно упакованную структуру чем металлы, в которой между атомами существуют ковалентные связи. В кристаллической решетке неметаллов , как правило, нет свободных электронов. В связи с этим твердые вещества-неметаллы в отличие от металлов плохо проводят тепло и электричество, не обладают пластичностью.

Химические свойства

1.Окислительные свойства неметаллов проявляются при взаимодействии с металлами

4Al + 3C = Al4C3

2.Неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом

H2 + F2 = 2HF

3.Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми металлами, которые имеют низкую ЭО

2P + 5S = P2S5

4. Окислительные свойства проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

5.Неметаллы могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

6. Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом

4P + 5O2 = 2P2O5

7. Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

8.Наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород

ZnO + C = Zn + CO;

CuO + H2 = Cu + H2O

9.Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования)

Cl2 + H2O =HCl + HClO

18. Галогены. Положение в таблице Менделеева. Основные физические и химические свойства

Галогены. Положение в периодической системе. Элементы VIIA-группы периодической системы -- галогены: фтор F, хлор ('.I, бром Вг, иод I и редко встречающийся в природе астат At -- типичные неметаллы.

Названия галогенов образованы в соответствии с их свойствами: фтор -- в переводе с греческого языка «разрушающий», хлор -- «желто-зеленый», бром -- «зловонный», иод -- «фиолетовый». Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов галогенов цу'пр5: фтор -- 2s22p5, хлор -- 3s23p5, бром -- 4s24/?5, иод -- 5s25p5, астат -- I» например KF, НС1 и т. д. Хлор С1, бром Вг, иод I и астат At в соединениях с более электроотрицательными элементами (фтором, кислородом, азотом) проявляют положительные степени окисления +1, +3, +5, +7, например: НС10, +3 +5 +7 HBr02, BrF5, Н5Ю6. Для фтора характерна постоянная степень окисления -- 1.

Распространенность в природе. Галогены в природе существуют только в виде соединений с другими элементами. Наиболее распространены хлор и фтор, их содержание составляет 0,19 % и 0,03 % от массы земной коры. Природные соединения галогенов представлены в таблице 16. Все галогены в виде солей содержатся в водах океанов, морей, рек и озер.

Физические свойства. Простые вещества галогены состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор -- газы, бром -- жидкость, йод и астат -- твердые вещества. Температуры плавления и кипения простых веществ галогенов сверху вниз по группе повышаются. Все галогены -- окрашенные вещества. Галогены имеют характерный резкий запах, являются весьма токсичными. Они хорошо растворяются в органических растворителях, хуже -- в воде.

Химические свойства. Химические реакции с металлами галогены ведут себя как окислители. Галогены способны окислять и неметаллы. Но если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то реакция йода с водородом протекает медленно даже при нагревании. Следовательно, реакционная способность галогенов по отношению к водороду понижается при переходе от фтора к йоду. Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде.

19. Подгруппа кислорода. Основные физические и химические свойства

В подгруппу кислорода входят кислород, сера, селен, телур, полоний. Полоний - радиоактивный металл. Это p-элементы периодической системы Д.И.Менделеева. Эти элементы носят название халькогены, то есть "образующие руды".

На внешнем электронном уровне атомы пдгруппы кислороды имеют шесть атомов.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле RH2, где R - элемент (H2O, H2S, H2Se, H2Te). Устойчивость халькогеноводородных соединений уменьшается от O к Po Им соответствуют кислоты H2RO3 и H2RO4. H2SO4 - сильная кислота, H2SeO3, H2TeO3 - слабые кислоты.

В подгруппе с увеличением порядкового номера увеличивается радиус атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабляются неметаллические и усиливаются металлические свойства элементов.

Основные физические и химические свойства.

Физические и химические свойства кислорода О2

Простое вещество кислород состоит из неполярных молекул О2 (дикислород) с у,р-связью, устойчивая аллотропная форма существования элемента в свободном виде.

Бесцветный газ, в жидком состоянии - светло-голубой, в твердом - синий.

Составная часть воздуха: 20,94% по объему, 23,13% по массе. Из жидкого воздуха кислород выкипает после азота N2.

На воздухе поддерживает горение многих веществ.

Малорастворим в воде (31 мл/ 1 л Н2О при 20 °С), но несколько лучше, чем N2.

Физические константы:

Mr = 31,998;

с = 1,43 г/л (н.у.),

tпл = ?218,7 °C,

tкип = ?182,962 °C

При комнатной температуре обладает малой химической активностью из-за прочной двойной связи в молекулах.

Сильный окислитель при нагревании, реагирует с большинством металлов и неметаллов:

O2 + 2Mg = 2MgO

O2 + S = SO2

Вызывает ржавление (медленное окисление) железа.

Простейшая качественная реакция - яркое загорание тлеющей древесной лучинки в атмосфере кислорода.

20. Подгруппа азота. Основные физические и химические свойства

К элементам главной подгруппы V группы периодической системы относятся: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут. Эти элементы имеют электронную конфигурацию внешнего уровня: nS2nP3 и могут проявлять степени окисления от -3 до +5. В подгруппе сверху вниз происходит усиление металлических и восстановительных свойств и ослабление неметаллических. Азот и фосфор являются типичными неметаллами, мышьяк проявляет и металлические свойства, сурьма и висмут - типичные металлы.

Молекулы азота состоят из двух атомов (N2), молекулы мышьяка, фосфора, сурьмы и висмута в парообразном состоянии состоят из четырех атомов.

Азот N2. При обычных условиях газ без цвета и запаха, встречается в свободном состоянии в воздухе (78% по объему) и в связанном состоянии в составе природных нитратов. В молекуле азота связь тройная, состоящая из одной у-связи и двух р-связей. Поэтому химическая связь в молекуле азота прочная, энергия диссоциации велика, и он с трудом вступает в химические реакции.

Получение

Азот в промышленности получают ректификацией воздуха, в лаборатории - окислением аммиака (1), реакциями внутримолекулярного окисления-восстановления соединений азота (2), восстановлением азотной кислоты (3):

1. 2NH3 + 3CuO > N2 + 3Cu + 3H2O;

2. NH4NO2 > N2 + H2O;

3. 5Mg + 12HNO3(p) > N2 + 5Mg(NO3)2 + 6H2O.

Химические свойства.

1. При высоких температурах азот реагирует с активными металлами:

3Mg + N2 > Mg3N2

2. В электрическом разряде азот реагирует с кислородом:

N2 + O2 > 2NO

3. С водородом азот реагирует при нагревании, под высоким давлением и в присутствии катализатора:

N2 + 3H2 - 2NH3

Аммиак NH3. При обычных условиях газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Получение. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:

NH4Cl + KOH > NH3^ + KCl + H2O

В промышленности аммиак получают по обратимой реакции с катализатором Fe/Al2O3, температурах 450-500 оС, под давлением 1000 атм:

N2 + 3H2 - 2NH3 + Q

Химические свойства.

1. Аммиак реагирует с водой:

2. С кислотами:

3. С окислителями:

4. В присутствии катализатора с кислородом:

5. С кислородом без катализатора:

21. Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) (реакции окисления-восстановления) происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При окислении веществ степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается.

Первоначально окислением называли только реакции веществ с кислородом, восстановлением - отнятие кислорода. С введением в химию электронных представлений понятие окислительно-восстановительных реакций было распространено на реакции, в которых кислород не участвует.

В неорганической химии окислительно-восстановительные реакции (ОВР) формально могут рассматриваться как перемещение электронов от атома одного реагента (восстановителя) к атому другого (окислителя)

Восстановители.

Из простых веществ только восстановителями могут быть атомы металлов.

Они являются лучшими восстановителями.

Из сложных веществ восстановителями являются соединения, в состав которых входят атомы элемента в минимальной степени окисления. Например:

-3 -2 -1

NH3, H2S, HBr и т.д.

В периодах с возрастанием атомного номера элементов их восстановительные свойства ослабевают. Это связано с увеличением заряда ядра и уменьшением атомного радиуса.

В главных подгруппах с увеличением номера периода восстановительные свойства элементов возрастают. Это связано с увеличением атомного радиуса.

Окислители.

Из простых веществ только окислителями могут быть атомы фтора и кислорода.

Исключение - кислород в реакции со фтором.

Из сложных веществ окислителями являются практически все кислоты - то есть соединения, в состав которых входят атомы элементов в максимальной степени окисления. Например:

+5 +6

HNO3, SO3

В периодах слева направо (с увеличением заряда ядра и уменьшением атомного радиуса) окислительные свойства элементов усиливаются.

В главных подгруппах сверху вниз (с увеличением атомного радиуса) окислительные свойства элементов ослабевают.

22. Способы составления полных уравнений окислительно-восстановительных реакций

Существуют два метода составления окислительно-восстановительных реакций - метод электронного баланса и метод полуреакций.

В этом методе электронного баланса сравнивают степени окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции, при этом руководствуемся правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем.

Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции.

Метод полуреакций или метод ионно-электронного баланса применяют при составлении уравнений сложных реакций, протекающих в водных растворах или расплавах. Стехиометрические коэффициенты находят при составлении схемы полуреакций для процессов окисления и восстановления. Напомню, что в методе электронного баланса записываются только атомы, которые меняют свои степени окисления. Для составления записи в методе полуреакций используют реальные частицы - атомы, молекулы, ионы, а также частицы, характеризующие среду (кислую - Н+, щелочную - ОН-, нейтральную - H2O). Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, газообразные вещества и труднорастворимые соединения - в виде молекул.

23. Общая характеристика растворов. Растворимость

Растворами называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя.

Любой раствор состоит по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Деление это довольно условно, а для веществ, смешивающихся в любых соотношениях (вода и ацетон, золото и серебро), лишено смысла. В этом случае растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве.

Состав растворов может меняться в довольно широких пределах, в этом растворы сходны с механическими смесями. По другим признакам, таким как однородность, наличие теплового эффекта и окраски растворы сходны с химическими соединениями.

Растворы могут существовать в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии.

Растворение веществ является следствием взаимодействия частиц растворяемого вещества и растворителя. В начальный момент времени растворение идет с большой скоростью, однако по мере увеличения количества растворенного вещества возрастает скорость обратного процесса - кристаллизации. Кристаллизацией называется выделение вещества из раствора и его осаждение. В какой-то момент скорости растворения и осаждения сравняются и наступит состояние динамического равновесия.

Раствориммость -- способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы -- растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см? (мл) растворителя (г/100 г или см?/100 см?). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ -- практически только от температуры.

24. Виды и свойства растворов

Раствором называется однофазная система, образованная не менее чем двумя компонентами и способная в известных пределах к непрерывному изменению состава.

При этом некоторые свойства раствора изменяются, причем изменения зависят не от природы растворенного вещества, а от концентрации растворенного вещества независимо от его химического строения. Это свидетельствует, что растворенное вещество не реагирует с растворителем. Такие свойства раствора носят название коллигативных (слово "коллигативный" ("collig" - коллеги) означает "связанный друг с другом") и зависят от числа растворенных частиц. К ним относят: 1) понижение давления пара; 2) повышение температуры кипения - эбулиоскопия; 3) понижение температуры замерзания - криоскопия; 4) осмос. Основным из них является понижения давления насыщенного пара, а три остальные свойства вытекают из него как следствия.

С точки зрения растворимости все растворы делятся:

1.разбавленные, когда растворенного вещества в растворе меньше чем его растворимость;

2.насыщенные, когда количество растворенного вещества совпадает с его растворимостью;

3.пересыщенные, когда растворенного вещества в растворе больше чем его растворимость.

25. Химическая теория растворов Менделеева. Сольваты и гидраты

Согласно Д.И. Менделееву, образование раствора протекает в три стадии:

1.Дробление растворяемого вещества до отдельных молекул. Эта стадия требует энергетических затрат и ее тепловой эффект (ДH1) положителен.

2.Сольватация. Процесс взаимодействия молекул растворяемого вещества с молекулами растворителя. Если растворитель вода, то этот процесс называется гидратация. На этой стадии энергия выделяется и ее тепловой эффект (ДH2) отрицателен.

3.Диффузия сольватированных (гидратированных) молекул растворяемого вещества в толщу растворителя. На этой стадии тепловой эффект отсутствует.

Таким образом, тепловой эффект растворения складывается из двух величин (ДH1 и ДH2) и может быть как положительным, так и отрицательным в зависимости от соотношения первых двух стадий растворения т.е.:ДHраств = ДH1 + ДH2.

26. Осмос и диффузия

Диффузия -- это процесс, ведущий к равномерному распределению молекул растворенного вещества и растворителя.

Термодинамически диффузия является самопроизвольным и необратимым процессом, сопровождающимся увеличением энтропии системы. С молекулярно-кинетической точки зрения - этот процесс является следствием теплового движения частиц растворенного вещества.

Диффузия играет важную роль в жизнедеятельности организмов, в природных и технологических процессах. Так перемещение различных питательных веществ и продуктов обмена в живых организмах связано с диффузией. В технологии приготовления пищи явление диффузии имеет место при вымачивании рыбы, извлечении экстрактивных веществ, при варке пищевых продуктов.

Диффузия может идти и в том случае, если между раствором и растворителем (или между растворами с разной концентрацией) поместить полупроницаемую мембрану - особую пленку, обладающую способностью пропускать молекулы растворителя (они к.п. меньше по размеру) и не пропускать молекулы растворенного вещества. При этом наблюдается односторонняя диффузия. На этом основаны методы очистки растворов диализом.

Односторонний переход растворителя через полупроницаемую мембрану из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией называется осмос. Объем раствора в результате осмоса увеличивается, при этом возникает давление на стенки сосуда, в котором находится раствор. Это давление называется осмотическим.

Практическое значение осмоса в жизнедеятельности животных и растений очень велико. Осмос обуславливает такие явления как плазмолиз и тургор в живых клетках. При плазмолизе клетки теряют воду, что приводит к уменьшению объема и нарушению физико-химических процессов. При всасывании воды в клетку происходит увеличение ее объема: это состояние называется тургором.

27. Способы выражения концентраций растворов

Концентрацию веществ в растворах можно выразить разными способами. На этой страничке вы с ними познакомитесь. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.

Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m :

w(B)= m(B) / m

Массовую долю растворённого вещества w(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворённого вещества - CaCl2 в воде равна 0,06 или 6%. Это означает, что в растворе хлорида кальция массой 100 г содержится хлорид кальция массой 6 г и вода массой 94 г.

Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.

C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V),

где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.

Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". Например, 2 M NaOH - двухмолярный раствор гидроксида натрия. Один литр такого раствора содержит 2 моль вещества или 80 г (M(NaOH) = 40 г/моль).

28. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Константа диссоциации

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты.

Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K2SO4 и т.д.)

Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl).

К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза.

Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации. Электролитическая диссоациация - это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.

Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость.

Константа диссоциации. Степень диссоциации.

Электролитическая диссоциация -- обратимый равновесный процесс. Поэтому для диссоциации, так же как и для других, можно записать выражение для константы равновесия.

В общем виде диссоциация электролита AnBm происходит по уравнению:

AnBm nAm++mBn-

Следовательно, константа равновесия будет равна:

K=[Am+]n[Bn-]m/[AnBm]

где константа равновесия К называется константой диссоциации KD, [Am+], [Bn- ] и [AnBm] -- соответствующие концентрации, выраженные в моль/л.

Константа диссоциации зависит только от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Помимо константы диссоциации, существует еще одна количественная характеристика поведения электролита в растворе.

Степень диссоциации -- это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворившихся молекул.

a=n/N,

где n -- число молекул, распавшихся на ионы, а N --общее число растворенных молекул.

Степень диссоциации, в отличие от константы диссоциации, зависит от концентрации. Чем меньше концентрация, тем выше значение а. Эта зависимость выполняется для всех электролитов (сильных и слабых), имеющих молекулярное строение. Степень диссоциации ионных электролитов от концентрации не зависит, т.к. для них всегда а = 1.

29. Сильные и слабые электролиты. Составление ионных уравнений

Для количественной характеристики способности электролита распадаться на ионы введено понятие степени диссоциации (a), т. е. отношения числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул. Например, a=1 говорит о том, что электролит полностью распался на ионы, а a=0,2 означает, что продиссоциировала лишь каждая пятая из его молекул. При разбавлении концентрированного раствора, а также при нагревании его электропроводность повышается, так как возрастает степень диссоциации.

...