Хімічні елементи та сполуки, їх властивості

Размещено на http://www.allbest.ru/

Предмет і завдання хімії

Хімія - наука, що вивчає склад, будову й властивості речовин.

Задачі хімії:

Добування речовин з відомими властивостями

Інтенсифікація промислових виробництв

Створення безвідходних технологій

Використання енергії хімічних реакцій.

Основні поняття хімії

Атом - найменша частинка хімічного елемента, що має його властивості.

Молекула - найменша частинка речовини, що має її хімічні властивості.

Хімічний елемент - це певний вид атомів.

Хімічна формула - це умовний запис складу речовини за допомогою символів елементів та індексів.

Індекс - це число атомів елемента в молекулі.

Проста речовина - це речовина, молекули якої складаються з однакових атомів: Fe, S, Na, K

Н₂, О₂, N₂, F₂, Сl₂, Вr₂, І₂

O₃, P₄, S₈

Складна речовина - це речовина, молекули якої складаються з різних атомів:

Н₂О NaCl Al₂(SO₄)₃

Алотропія - це здатність хімічного елемента утворювати декілька простих речовин.

Причини алотропії: О₂ - кисень

1 - різна кількість атомів у молекулі: О

Оксиген О₃ - озон

2 - різна будова кристалічної ґратки твердих речовин:

алмаз

С

Карбон графіт

Кількість речовини - це число структурних частинок в даній порції речовини.

Моль - це така кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (атомів або молекул), скільки атомів Карбону в 12г вуглецю.

Хімічне рівняння - це умовний запис хімічної реакції за допомогою хімічних формул та коефіцієнтів.

Коефіцієнт - це число перед формулою речовини, що вказує кількість молекул.

Явища хімічні фізичні

супроводжуються хімічною реакцією відбуваються зовнішні зміни

горіння вугілля таїння льоду

електроліз води кипіння води

ржавіння заліза плавлення свічки

розчинення солі, цукру

Чисті речовини	Суміші
вода кисень залізо	мінеральна вода річкова вода морська вода дощова вода повітря чавун сталь

Методи розділення сумішей

процес розділення	на чому ґрунтується	приклади сумішей
Дистиляція	різні температури кипіння рідин	вода - спирт
Сорбція	поглинання однієї речовини іншою	активоване вугілля - забруднене повітря
Кристалізація (випаровування)	неможливість випаровування однієї з речовин	вода - сіль вода - цукор
Фільтрування	різна розчинність	цукор - пісок сіль - крейда
Відстоювання	різні густини	вода - крейда вода - олія

Основні хімічні закони

Закон збереження маси речовин: маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі продуктів реакції.

Закон сталості складу речовин: кожна хімічно чиста речовина має сталий якісний та кількісний склад, незалежно від способів його добування.

Закон Авогадро: в однакових об'ємах різних газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул:

N_А = 6,02 • 10²³ - стала Авогадро.

V_m = 22,4 л - молярний об'єм газу

Закон об'ємних відносин Гей Люссака: об'єми газоподібних речовин в реакції відносяться один до одного як невеликі цілі числа:

N₂ (газ) + 3Н₂ (газ) = 2NH₃ (газ)

1 : 3 : 2

Періодичний закон Д.І. Менделєєва: властивості хімічних елементів та їх сполук знаходяться у періодичній залежності від заряду ядра.

Хімічні елементи (110)

метали (88) неметали (22)

Символ елемента	Назва елемента	Проста речовина	Назва речовини
H C N O F Si S Mn Fe Ni Cu As Ag Sn Sb Au Hg Pb Bi	Гідроген Карбон Нітроген Оксиген Флуор Силіцій Сульфур Манган Ферум Нікол Купрум Арсен Арґентум Станум Стибій Аурум Гідраргірум Меркурій Плюмбум Бісмут	H2 C N2 O2 O3 F2 Si S Mn Fe Ni Cu As Ag Sn Sb Au Hg Pb Bi	водень вуглець азот кисень озон фтор кремній сірка марганець залізо нікель мідь миш'як срібло олово сурма золото ртуть свинець вісмут

Електронна будова атома

₊₁¹р ₀¹n -₁⁰з

Відносна атомна маса:

A_r = ?p + ?n

Порядковий номер = ?р = ?з = заряд ядра n = A_r - №

Ізотопи - різновиди одного елемента з однаковим числом протонів, але різним числом нейтронів:

⁴⁰Са (20р, 20n) та ⁴²Са (20р, 22n)

Ізотони - хімічні елементи з однаковим числом нейтронів, але різним числом протонів:

¹³⁶Хе (54р, 82n) та ¹³⁸Ва (56р, 82n)

^{54 56}

Ізобари - хімічні елементи з різним числом протонів та нейтронів, але однаковим масовим числом:

⁴⁰Ar (18р, 22n) та ⁴⁰K (19р, 21n)

^{18 19}

Нуклони - елементарні частинки протони та нейтрони.

Нукліди - ізотопи хімічних елементів з певним числом протонів та нейтронів (кожний окремий ізотоп).

Електронна оболонка

Енергетичні рівні - їх число дорівнює номеру періоду:

С +6)) Al +13))) Ca +20))))

Підрівні - відрізняються формою орбіталей:

рівні	підрівні
1 2 3 4 5 6 7	s sp spd spdf spdf spdf spdf

Орбіталі - відрізняються напрямком у просторі:

підрівні	орбіталі
s p d f	1 3 5 7

Спін - обертання електрона навколо власної осі.

Електрони з паралельними спінами - обертаються в одному напрямку, відштовхуються, не можуть знаходитися на одній орбіталі.

Електрони з антипаралельними спінами - обертаються в протилежних напрямках, притягуються, можуть знаходитися на одній орбіталі.

Порядок заповнення електронами рівнів та підрівнів

Рівні	Порядок заповнення
1 2 3 4 5 6 7	1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 7s25f146d107p6

На зовнішньому рівні не може бути більше 8 електронів. Такий рівень вважається завершеним.

· Порядковий номер елемента дорівнює заряду ядра (кількості протонів) та загальній кількості електронів.

· Номер періоду дорівнює числу енергетичних рівнів.

· Номер групи дорівнює:

– для головних підгруп - числу електронів на зовнішньому рівні. Це валентні електрони, вони беруть участь у хімічній взаємодії.

– для побічних підгруп - числу валентних електронів, але розміщуються вони як на зовнішньому, так і на передостанньому рівні.

Квантові числа

– характеризують стан електронів у атомі.

· Головне квантове число n - характеризує енергію електрона (1 - 7).

· Побічне (орбітальне) квантове число ? - характеризує форму орбіталі:

s - 0, p - 1, d - 2, f - 3

· Магнітне квантове число m - характеризує орієнтацію орбіталі у просторі відносно напрямку зовнішнього магнітного поля (-?, 0, +?).

?	m
0 1 2 3	0 -1, 0,+1 -2,-1, 0,+1,+2 -3,-2,-1, 0,+1,+2,+3

· Спінове квантове число s - характеризує обертання електрона навколо власної осі в той чи інший бік (+Ѕ, -Ѕ).

Рівні		Підрівні		Орбіталі
числове значення	n	тип орбіталі	?	m
1	1	s	0	0
2	2	s p	0 1	0 -1, 0,+1
3	3	s p d	0 1 2	0 -1, 0,+1 -2,-1, 0,+1,+2
4	4	s p d f	0 1 2 3	0 -1, 0,+1 -2,-1, 0,+1,+2 -3,-2,-1, 0,+1,+2,+3

Правила, які визначають порядок заповнення атомних орбіталей

· Принцип найменшої енергії: заповнення електронами атомних орбіталей відбувається у порядку збільшення їх енергій.

· Перше правило Клечковського: заповнення електронами енергетичних підрівнів відбувається у порядку послідовного збільшення суми головного та орбітального квантових чисел n + ?.

· Друге правило Клечковського: із двох атомних орбіталей з однаковою сумою n + ? першою заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа.

Підрівень	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p
Сума n + l	3+0=3	3+1=4	3+2=5	4+0=4	4+1=5	4+2=6	4+3=7	5+0=5	5+1=6
Порядок заповнення	1	2	4	3	5	7	9	6	8

· Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів, у яких всі чотири квантові числа однакові.

· Правило Хунда: на кожну атомну орбіталь підрівня спочатку поступає по одному електрону з однаковим напрямком спіну.

· Правило симетрії: електронна конфігурація повністю та наполовину заповнених підрівнів має високу енергетичну стійкість, тому такі конфігурації більш імовірні, ніж незавершені підрівні.

₂₄Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²

Утворення симетричних конфігурацій можливе за рахунок проскоку електрона з одного енергетичного рівня на інший.

₂₄Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹

Періодичний закон Д.І.Менделєєва

Властивості хімічних елементів та їх сполук знаходяться у періодичній залежності від заряду ядра.

· Металічність - це здатність елемента віддавати валентні електрони:

Na⁰ - 1з > Na⁺

Mg⁰ - 2з > Mg²⁺

Al⁰ - 3з > Al ³⁺

Чим менше електронів в атомі на зовнішньому рівні, тим активніший метал. Тобто, по періоду металічні властивості елементів зменшуються.

· Неметалічність - це здатність елемента приймати на свій зовнішній рівень електрони до його завершення (до 8):

Si⁰ + 4з > Si^4-

P⁰ + 3з > P^3-

S⁰ + 2з > S^2-

Cl⁰ + 1з > Cl-

Чим більше електронів в атомі на зовнішньому рівні, тим активніший неметал. Тобто, по періоду неметалічні властивості елементів зростають.

Неметали можуть також віддавати електрони більш активним неметалам:

Si⁰ - 4з > Si⁴⁺

P⁰ - 5з > P⁵⁺

S⁰ - 6з > S⁶⁺ О⁰ + 2з > О^2-

Cl⁰ - 7з > Cl⁷⁺

· Період - це горизонтальний ряд елементів, розташованих за зростанням заряду ядра. Період об'єднує елементи з однаковою кількістю енергетичних рівнів. По періоду металічні властивості елементів зменшуються, а неметалічні зростають, тому що зростає кількість електронів на зовнішньому рівні.

ь Малі періоди містять s- і p-елементи, у яких заповнюються електронами зовнішні рівні. Це елементи головних підгруп:

Na 3s¹ Mg 3s² Al 3s²3p¹ Si 3s²3p² …

ь Великі періоди між s- і p-елементами містять по 10 d-елементів, у яких заповнюється передзовнішний d-підрівень, а на зовнішньому рівні залишається 1 чи 2 s-електрони. Це елементи побічних підгруп (перехідні елементи), їх властивості зі збільшенням заряду ядра змінюються незначно.

K 4s¹ Ca 4s² Sc 4s²3d¹ Ti 4s²3d² …

Zn 4s²3d¹⁰ Ga 4s²3d¹⁰4p¹ …

ь Лантаноїди та актиноїди - це f-елементи, у яких заповнюється електронами f-підрівень третього зовні енергетичного рівня, а на зовнішньому рівні містяться 2 s-електрони. По 14 f-елементів знаходяться між s- і d-елементами у шостому і сьомому періодах.

· Група - це вертикальний ряд елементів з однаковим числом валентних електронів та однаковим вищим ступенем окислення, що дорівнює номеру групи. По групі зверху вниз металічні властивості зростають, а неметалічні зменшуються, тому що зростає радіус атома.

Головна підгрупа	Побічна підгрупа
s- та p-елементи	d-елементи
кількість електронів на зовнішньому рівні дорівнює номеру групи	1 або 2 електрони
метали та неметали	тільки метали
кількість валентних електронів дорівнює номеру групи	кількість валентних електронів дорівнює номеру групи
вищий ступінь окиснення дорівнює номеру групи	вищий ступінь окиснення дорівнює номеру групи

Групи головних елементів

І група - лужні метали: Літій, Натрій, Калій, Рубідій, Цезій, Францій.

ІІ група - Берилій, Магній та лужноземельні метали: Кальцій, Стронцій, Барій, Радій.

VІ група - халькогени: Оксиген, Сульфур, Селен, Телур, Полоній.

VІІ група - галогени: Флуор, Хлор, Бром, Йод, Астат.

VІІІ група - інертні гази: Гелій, Неон, Аргон, Криптон, Ксенон, Радон.

· Енергія іонізації І - це енергія, що необхідна для відриву електрона від незбудженого атома. Чим менше електронів на зовнішньому рівні та більше радіус атома, тим менше енергія іонізації. Тобто у металів енергія іонізації мала.

· Спорідненість до електрона Е - це енергія, яка виділяється при приєднанні електрона до незбудженого атома. Чим більше електронів на зовнішньому рівні та менше радіус атома, тим більше спорідненість до електрона. Тобто у неметалів енергія спорідненості до електрону велика.

· Електронегативність ч - це здатність атома притягувати до себе спільну електронну пару в хімічній сполуці:

ч = І + Е

Найбільш електронегативний елемент Флуор (ч = 4,10) - неметал.

Найменш електронегативний елемент Францій (ч = 0,86) - метал.

Зростання неметалічних (окисних) властивостей

(електронегативності, енергії спорідненості)

	I	II	III	IV	V	VI	VII
1
2
3
4
5
6
7

В цьому варіанті періодичної системи указані тільки неметали

	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
1							H	He
2			B	C	N	O	F	Ne
3				Si	P	S	Cl	Ar
4					As	Se	Br	Kr
5						Te	I	Xe
6							At	Rn
7

Хімічні зв'язки

- це всі види взаємодії між атомами, які забезпечують існування двох- та багатоатомних сполук.

· Внутришньомолекулярні зв'язки:

ь ковалентний

ь іонний

ь металічний

· Міжмолекулярні зв'язки:

ь водневий

ь ван-дер-ваальсова взаємодія

Ковалентний зв'язок

– це хімічний зв'язок, що виникає за рахунок утворення спільної електронної пари. Існує два механізми утворення ковалентного зв'язку. В одному випадку кожний з двох атомів, що утворює зв'язок, надає для цього по одному неспареному електрону. В другому випадку один атом надає неподілену пару електронів, а другий - вільну орбіталь.

у - зв'язок утворюється при перекриванні орбіталей вздовж лінії, що з'єднує центри атомів: у_{ss ,} у_sp, у_pp

р - зв'язок утворюється при бічному перекриванні орбіталей: р_pp

Донорно-акцепторний механізм:

А: + В В > А ::: В

· Донор - частинка, що надає пару електронів.

· Акцептор - частинка з вільною орбіталлю.

Кратність зв'язку - це кількість спільних електронних пар між атомами.

Н₂ H - H H: H ₁H 1s¹

O₂ O = O O:: O ₈O 1s²2s²2p⁴

N₂ N ? N N УУУ N ₇N 1s²2s²2p³

Одинарний зв'язок - у - зв'язок.

Подвійний зв'язок - 1у + 1р.

Потрійний зв'язок - 1у + 2р.

Енергія зв'язку - це енергія, що необхідна для розриву зв'язку. Зі збільшенням радіуса атома енергія зменшується:

HF Е = 536 кДж/моль

HCl Е = 432 кДж/моль

HBr Е = 360 кДж/моль

HI Е = 299 кДж/моль

Зі збільшенням кратності зв'язку енергія збільшується:

С - С Е = 356 кДж/моль

С = С Е = 592 кДж/моль

С ? С Е = 813 кДж/моль

Довжина зв'язку - це відстань між центрами атомів у молекулі. Чим більша довжина, тим менше міцність зв'язку:

С - С ? = 0,154 нм

С = С ? = 0,134 нм

С ? С ? = 0,120 нм

Валентний кут залежить від природи атомів і характеру хімічного зв'язку. В двохатомних молекулах він дорівнює 180°:

H - F, H - Cl, H - H, C = O

В багатоатомних молекулах:

H₂O 104,5°

NH₃ 107,3°

CH₄ 109°28ґ

Полярність зв'язку:

· Неполярний ковалентний зв'язок утворюється між однаковими атомами:

H - H, O = O, N ? N

Спільна електронна пара розміщується симетрично між ядрами обох атомів.

· Полярний ковалентний зв'язок утворюється між атомами з різною електронегативністю: H - Cl, C = O

Спільна електронна пара зміщена до атома з більшою електронегативністю.

Іонний зв'язок

- це хімічний зв'язок, обумовлений електростатичним притяжінням протилежно заряджених іонів:

Na - 1з = Na⁺ Cl + 1з = Cl-

Na⁺ + Cl- = NaCl

Іони - це заряджені частинки.

Катіони - позитивно заряджені іони.

Аніони - негативно заряджені іони.

Іонний зв'язок є крайнім випадком ковалентного полярного зв'язку, коли спільна електронна пара повністю переходить до більш електронегативного атома.

Типи кристалічних ґраток

· Іонні - мають високі температури плавлення та кипіння, в розчині розпадаються на іони, в рідкому стані електропровідні (солі, тверді луги).

· Молекулярні - леткі, мають низьку твердість, невисокі температури плавлення та кипіння (H₂O, NH₃, CO₂, I₂, Р₄, S₈ - в твердому стані).

· Атомні - міцні, нерозчинні, мають високі температури плавлення та кипіння (алмаз, кремній, графіт).

· Металічні - пластичні, електро- та теплопровідні (метали та їх сплави).

Міжмолекулярна взаємодія

При зближенні молекул між ними діють сили притягування та відштовхування - сили ван-дер-ваальса.

· Орієнтаційна взаємодія виникає між полярними молекулами:

· Індукційна взаємодія виникає між полярною та неполярною молекулами. Під дією полярної молекули відбувається деформація неполярної, в ній виникає диполь.

Водневий зв'язок

Гідроген, який утворив ковалентний зв'язок з атомом Х, часто може утворити додатковий хімічний зв'язок з іншим більш електронегативним атомом У. Такий зв'язок називають водневим і позначають Х - Н... У. За міцністю водневий зв'язок перевищує ван-дер-ваальсовські сили, але слабший за ковалентний зв'язок:

Н - О... Н - О... Н - О

Н Н Н

Водневий зв'язок суттєво впливає на властивості речовин:

· речовини Н₂О та НF за звичайних умов рідкі, в той час як їх аналоги газоподібні;

· речовини НСl, NH₃, C₂H₅OH здатні утворювати водневі зв'язки з молекулами води і це є причиною їх високої розчинності;

· водневі зв'язки впливають на швидкість хімічної реакції. Чим більше їх у вихідних речовинах, тим важче перебігає реакція.

Водневі зв'язки можуть бути міжмолекулярними та внутрішньо молекулярними. У другому випадку він утворюється між двома функціональними групами:

HN - CH₂ - C - OH

Р РР

Н....... О

Валентність та ступінь окиснення

Валентність - це здатність атома утворювати хімічні зв'язки з атомами таких самих або інших елементів:

Н - Н Н - Сl Н - О Н - N - Н О = О С = О N ? N

Р Р

Н Н

Ступінь окиснення - це умовний заряд атома в молекулі (дорівнює кількості полярних валентностей):

+1 -1 +2 -2 0 0 0 0 0 0 +1 -1 -1 +1

Н Сl С О Н - Н О = О N ? N Н С ? С Н

+1 0 +1

Н С Н

О -2

Оксиди

· це складні речовини, що складаються з двох елементів, один з яких Оксиген. В оксидах атоми Оксигену хімічно пов'язані з атомами інших елементів, але не утворюють зв'язків між собою. В оксидах ступінь окиснення Оксигену -2.

Загальні формули вищих оксидів наведені у таблиці Д.І.Менделєєва.

Класифікація оксидів

солетворні оксиди несолетворні оксиди

основні H₂O, CO, N₂O, NO

кислотні (не виявляють ні основних, ні кислотних

амфотерні властивостей, тобто не утворюють солей)

Основні оксиди - це оксиди металів, їм відповідають основи:

Na₂O > NaOH

СаО > Са(ОН)₂

Кислотні оксиди - це оксиди неметалів та металів з високою валентністю (IV, V; VI; VII), їм відповідають кислоти:

СО₂ > H₂CO₃ V₂O₅ > HVO₃

SO₂ > H₂SO₃ CrO₃ > H₂CrO₄

SO₃ > H₂SO₄ Mn₂O₇ > HMnO₄

N₂O₅ > HNO₃

Амфотерні оксиди - це оксиди амфотерних металів Zn, Al, Cr, їм відповідають й основи, й кислоти:

Zn(OH)₂ Al(OH)₃ Cr(OH)₃

ZnO Al₂O₃ Cr₂O₃

H₂ZnO₂ HAlO₂ HCrO₂

Хімічні властивості основних оксидів

Размещено на http://www.allbest.ru/

Хімічні властивості кислотних оксидів

Размещено на http://www.allbest.ru/

Хімічні властивості амфотерних оксидів

Размещено на http://www.allbest.ru/

Добування оксидів

1. Проста речовина + кисень: С + О₂ > СО₂

S + O₂ > SO₂

4P + 5O₂ > 2P₂O₅

N₂ + O₂ > 2NO

2Мg + О₂ > 2МgО

2. Розклад нерозчинних основ:

Fe(OH)₂ > FeO + H₂O

2Fe(OH)₃ > Fe₂O₃ + 3H₂O

3. Розклад деяких кислот:

Н₂СО₃ > СО₂ + Н₂О

Н₂SО₃ > SО₂ + Н₂О

Н₂SіО₃ > SіО₂ + Н₂О

4. Розклад деяких солей:

СаСО₃ > СаО + СО₂

СаSО₃ > СаО + SО₂

Пероксиди

Крім оксидів, Оксиген здатний утворювати бінарні сполуки, які називають пероксидами. Ступінь окиснення Оксигену в пероксидах дорівнює -1, а валентність ІІ. У пероксидів атоми Оксигену сполучені між собою:

-1 -1

Н₂О₂ Н - О - О - Н гідрогену пероксид

-1 -1

Na₂O₂ Na - O - O - Na натрію пероксид

BaO₂ Ba барію пероксид

O - O

-1 -1

Основи

· це складні речовини, що складаються з атомів металів та гідроксогруп ОН.

Класифікація основ

1 - за розчинністю:

· розчинні (луги) - це основи лужних та лужноземельних металів:
Li Na K Rb Cs Fr Ca Sr Ba Ra

· нерозчинні.

2 - за кількістю груп ОН:

· однокислотні NaOH, KOH

· багатокислотні Са(ОН)₂, Fe(OH)₂

Хімічні властивості лугів

Размещено на http://www.allbest.ru/

Хімічні властивості нерозчинних основ

Размещено на http://www.allbest.ru/

Хімічні властивості амфотерних основ

Размещено на http://www.allbest.ru/

Добування лугів

· метал (до Мg) + вода:

2Na + 2HOH > 2NaOH + H₂

Ca + 2HOH > Ca(OH)₂ + H₂

· оксид металу (до Мg) + вода:

Na₂О + Н₂О > 2NaОН

CaО + Н₂О > Ca(ОН)₂

Добування нерозчинних основ:

· сіль + луг: CuSO₄ + 2NaOH > Cu(ОН)₂ v+ Na₂SO₄

Кислоти

· це складні речовини, що складаються з атомів Гідрогену та кислотних залишків.

Класифікація кислот

1 - за наявністю Оксисену:

· безоксигенові НС1, H₂S

· оксисеновмісні HNO₃, H₂SO₄

2 - за кількістю атомів Гідрогену:

· одноосновні НС1, HNO₃

· багатоосновні H₂SO₄, H₃PO₄

3 - за розчинністю:

· нерозчинна - тільки Н₂SіО₃

· розчинні - всі інші

4 - за леткістю:

· нелеткі H₂SO₄, H₃PO₄, H₂SiO₃

· леткі - всі інші

5 - за силою:

· сильні НС1, HNO₃, H₂SO₄

· середні H₂SO₃, Н₃РО₄

· слабкі H₂S, H₂CO₃, H₂SiO₃

Хімічні властивості кислот

Размещено на http://www.allbest.ru/

Реакція нейтралізації - основа + кислота

Витиснювальний ряд кислот - кожна попередня кислота може витискувати із солі попередню:

H₂SO₄ > НС1,HNO₃,H₃PO₄ > H₂SO₃ > H₂CO₃ > H₂S > H₂SiO₃

Індикатори

Індикатор	кислота	луг
лакмус	червоний	Синій
фенолфталеїн	безбарвний	малиновий
метиловий оранжевий	червоний	жовтий

Розклад деяких кислот

· За нормальних умов:

4HNO₃ = 4NO₂^ + 2H₂O + O₂^

Н₂СО₃ = СО₂ + Н₂О

Н₂SО₃ = SО₂ + Н₂О

· При нагріванні:

Н₂SіО₃ = SіО₂ + Н₂О

Добування безоксигенових кислот

· водень + проста речовина: H₂ + S > H₂S

H₂ + Cl₂ > 2HCl

Добування оксигенових кислот

· кислотний оксид (крім SiO₂) + вода:

СО₂ + Н₂О > Н₂СО₃

SО₂ + Н₂О > Н₂SО₃

SО₃ + Н₂О > Н₂SО₄

P₂O₅ + 3H₂O > 2H₃PO₄

N₂O₅ + H₂O > 2HNO₃

Добування нерозчинної кислоти

· сіль + кислота: Na₂SiO₃ + 2HCl > H₂SiO₃ v + 2NaCl

Номенклатура кислот

Формула	Стара назва	Нова назва	Сила кислоти
HF	плавикова	фторидна	середня
HCl	соляна	хлоридна	сильна
HBr	бромоводнева	бромідна	сильна
HI	йодоводнева	йодидна	сильна
H2S	сірководнева	сульфідна	слабка
HCN	синильна	ціанідна	дуже слабка
H2SO4	сірчана	сульфатна	сильна
H2SO3	сірчиста	сульфітна	середня
H2S2O3	тіосірчана	тіосульфатна	сильна
HNO3	азотна	нітратна	сильна
HNO2	азотиста	нітритна	слабка
HClO	хлорнуватиста	гіпохлоритна	слабка
HClO2	хлориста	хлоритна	середня
HClO3	хлорнувата	хлоратна	сильна
HClO4	хлорна	перхлоратна	сильна
H3PO4	ортофосфорна	ортофосфатна	середня
HPO3	метафосфорна	метафосфатна	середня
H4P2O7	пірофосфорна	дифосфатна	середня
Н3РО3	фосфориста	фосфітна	середня
H3BO3	ортоборна	ортоборатна	дуже слабка
HBO2	метаборна	метаборатна	дуже слабка
H2B4O7	тетраборна	тетраборатна	середня
H2CrO4	хромова	хроматна	сильна
H2Cr2O7	дихромова	дихроматна	сильна
HMnO4	марганцева	перманганатна	сильна
H2MnO4	марганцевіста	манганатна	середня
H2CO3	вугільна	карбонатна	слабка
H2SiO3	кремнієва	силікатна	дуже слабка
HAlO2	метаалюмінієва	метаалюмінатна	дуже слабка
H2ZnO2	цинкова	цинкатна	слабка

Солі

· це складні речовини, що складаються з атомів металів та кислотних залишків.

Класифікація солей

1. Середні солі складаються тільки з атомів металів та кислотних залишків: NaCl - натрій хлорид Na₂CО₃ - натрій карбонат

2. Кислі солі - між атомом металу та кислотним залишком міститься 1-2 атома Н:

NaHCО₃ - натрій гідрогенкарбонат

Na₂HPO₄ - натрій гідрогенфосфат

NaH₂PО₄ - натрій дигідрогенфосфат

Кислі солі можуть бути утворені тільки багатоосновними кислотами:

+ - 2+ - 3+ -

H₂SO₄ NaHSO₄, Ca(HSO₄)₂, Al(HSO₄)₃

+ 2- 2+ 2- 3+ 2-

H₃PO₄ > Na₂HPO₄, CaHPO₄, Al₂(HPO₄)₃

+ - 2+ - 3+ -

NaH₂PO₄, Ca(H₂PO₄)₂, Al(H₂PO₄)₃

3. Основні солі - між атомом металу та кислотним залишком міститься 1-2 групи ОН:

Mg(OH)Cl - магній гідроксохлорид

А1(ОН)Сl₂ - алюміній гідроксохлорид

А1(ОН)₂Сl - алюміній дигідроксохлорид

Основні солі можуть бути утворені тільки багатокислотними основами.

4. Подвійні солі:

NaKCO₃ - натрій-калій карбонат KA1(SO₄)₂ - калій-алюміній сульфат

5. Змішані солі:

Ca(ClO)Cl - кальцій хлорид-гіпохлорит

6. Комплексні солі:

К₃[Fe(СN)₆] - калій гексацианоферат (III)

K₄[Fe(CN)₆] - калій гексацианоферат(II)

[Ag(NH₃)₂]C1 - діамінагрентум хлорид

Хімічні властивості середніх солей

Размещено на http://www.allbest.ru/

Хімічні властивості кислих солей

Размещено на http://www.allbest.ru/

Розкладання солей

· карбонати (крім карбонатів лужних металів):

СаСО₃ = СаО + СО₂^

· гідрокарбонати:

Ca(HCO₃)₂ = СаСО₃ + СО₂^ + Н₂О

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + СО₂^ + Н₂О

· нітрати:

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂^

Zn(NO₃)₂ = ZnO + NO₂^ + O₂^

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂^ + O₂^

· солі амонію:

NH₄Cl = NH₃^ + HCl^

(NH₄)₂CO₃ = 2NH₃^ + CO₂^ + H₂O^

(NH₄)₂SO₄ = 2NH₃^ + H₂SO₄

(NH₄)₂S = 2NH₃^ + H₂S^

(NH₄)₂SO₃ = 2NH₃^ + SO₂^ + H₂O^

NH₄NO₃ = N₂O^ + 2H₂O^

NH₄NO₂ = N₂^ + 2H₂O^

Добування солей

· метал + неметал

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Zn + S = ZnS

· активний метал + кислота

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ ^

· амфотерний метал + луг

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

· більш активний метал + сіль

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu

· основний оксид + кислотний оксид

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

· основний, амфотерний оксид + кислота

Na₂O + 2HCl = 2NaCl + H₂O

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

· кислотний оксид + луг

CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

· основа + кислота

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O

· сіль + кислота (v або ^)

CuSO₄ + H₂S = CuSv + H₂SO₄

ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S ^

· сіль + луг (v або ^)

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂v + Na₂SO₄

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃ ^ + H₂O

· сіль + сіль (v)

CuSO₄ + Na₂S = CuSv + Na₂SO₄

Добування кислих солей

· Неповне заміщення багатоосновних кислот:

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

Н₃РО₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O

Добування основних солей

· Неповне заміщення багатокислотних основ:

Аl(ОН)₃ + НСl = Аl(ОН)₂С1 + Н₂О

Аl(ОН)₃ + 2НС1 = Аl(ОН)С1₂ + 2Н₂О

Взаємоперетворення середніх та кислих солей

· Щоб середню сіль перетворити на кислу, треба додати таку ж саму кислоту:

Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄

· Щоб кислу сіль перетворити на середню, треба додати такий самий луг:

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Комплексні сполуки

· це складні речовини, які утворюються шляхом приєднання до іону метала нейтральних молекул або протилежно заряджених іонів.

Будову КС пояснює теорія Вернера (Альфред Вернер - швейцарський хімік, лауреат Нобелевської премії за свою теорію).

Згідно з теорією Вернера в молекулі КС позитивно заряджений іон (Cu²⁺) займає центральне місце і називається центральним іоном або комплексоутворювачем. Навколо нього розташовані нейтральні молекули (NH₃) або негативно заряджені іони - ліганди. Комплексоутворювач та ліганди разом утворюють внутрішню сферу КС. Інші іони, які не розташовані у внутрішній сфері і знаходяться на більш далекій відстані від центрального іона, утворюють зовнішню сферу.

Комплексоутворювачами можуть бути атоми практично всіх елементи періодичної системи Д.І.Менделєєва. Однак лужні та лужноземельні метали утворюють дуже нестійкі комплекси. Необхідною умовою комплексоутворювача є наявність вільних орбіталей. Тому найбільш типовими комплексоутворювачами є d- і f-елементи:

Ag⁺, Au⁺, Au³⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, Zn²⁺, Ni²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Cr³⁺, Co³⁺, Pt⁴⁺

S- i p-елементи також здатні бути комплексоутворювачами:

- елементи-метали Be²⁺, Mg²⁺, Pb²⁺, Al³⁺, Sn²⁺, Sn^4+<...