Хімічні елементи та сполуки, їх властивості

Ш комплекси Ауруму з б-тіоспиртами використовують для лікування туберкульозу та прокази;

Ш комплекс хлориду кобальту (ІІ) з амідом нікотинової кислоти (препарат коамід) використовують для лікування анемії, закритих переломів, злоякісних пухлин;

Ш комплекс Феруму (ІІ) з амідом нікотинової кислоти (препарат ферамід) використовують для підвищення вмісту Феруму в організмі.

· Якісний аналіз:

Ш для відкриття окремих іонів

K₃[Fe(CN)₆] - червона кров'яна сіль

K₄[Fe(CN)₆] - жовта кров'яна сіль

3Fe²⁺ + 2K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂v + 6K⁺ синій осад

3Zn²⁺ + 2K₃[Fe(CN)₆] = Zn₃[Fe(CN)₆]₂v + 6K⁺ жовто-коричневий осад

4Fe³⁺ + 3K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]₃v + 12K⁺ синій осад

2Zn²⁺ + K₄[Fe(CN)₆] = Zn₂[Fe(CN)₆]v + 4K⁺ білий осад

2Cu²⁺ + K₄[Fe(CN)₆] = Cu₂[Fe(CN)₆]v + 4K⁺ бурий осад

Ш для розчинення осадів

AgClv + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

Ш для маскування іонів - іон, що заважає відкриттю іншого іона, переводять у стійкий безбарвний комплекс. Наприклад, відкриттю Zn²⁺ реактивом (NH₄)₂[Hg(SCN)] заважають іони Fe³⁺, тому що утворюють з реактивом Fe(SCN)₃ криваво-червоного кольору, на фоні якого білий осад сполуки Zn не видно. Іони Fe³⁺ зв'язують у стійкий комплекс за допомогою винної або лимонної кислоти.

· Кількісний аналіз сполук, що містять іони металів

CH₂COONa CH₂COONa

СН₂ - N CH₂ - N

CH₂COOH CH₂COO

+ Ca²⁺ = Ca²⁺ + 2H⁺

CH₂COOH CH₂COO

СН₂ - N CH₂ - N

CH₂COONa CH₂COONa

Розчини

- це гомогенні системи, що складаються з розчинника, розчиненої речовини та продуктів їх взаємодії.

· Дисперсна фаза - це розчинена речовина.

· Дисперсійне середовище - це розчинник.

Фаза Сере- довище	Тверда	Рідка	Газо- подібна
Рідина	водні розчини солей	водний розчин спирту	мінеральна вода
Тверда речовина	сплави	перли	пемза
Газ	дим	туман	повітря

Рідкі розчини

1) істинні розчини - розміри розчинених частинок (атомів, молекул, іонів) менше 1нм;

2) тонкодисперсні (колоїдні) розчини - розміри частинок 1 - 100 нм;

3) грубодисперсні розчини (зависі) - розміри частинок більше 100 нм:

Ш емульсії (рідка фаза) - креми, мазі, молоко;

Ш суспензії (тверда фаза) - зависі мулу або крейди у воді.

Класифікація істинних розчинів:

· за типом розчинника: водні та неводні;

· за типом розчиненої речовини: розчини солей, лугів, кислот тощо;

· за відношенням до електричного струму: електроліти та неелектроліти;

· за концентрацією: концентровані та розбавлені;

· за ступенем досягнення межі розчинності: насичені, ненасичені та пересичені.

Слід пам'ятати, що розчинення - це фізико-хімічний процес, що не призводить до перетворення одних речовин в інші. Тому при випаровуванні розчину одержують розчинник та вихідну розчинену речовину.

Хімічні реакції при розчиненні у воді

· лужні та лужноземельні метали;

· оксиди лужних та лужноземельних металів;

· кислотні оксиди (крім SiO₂);

· бінарні сполуки (гідриди, карбіди, нітриди, фосфіди, силіциди).

При випаровуванні таких розчинів одержують не вихідні речовини, а продукти реакції.

Вплив різних факторів на розчинність речовин

· Природа речовини

Розчинність - це здатність речовини рівномірно розподілятися у вигляді малих частинок по всьому об'єму розчинника. Розчинність визначають коефіцієнтом розчинності, що дорівнює масі речовини (в грамах), що насичує 100 г розчинника при заданій температурі (S).

Ш добре розчинні речовини (S^20°C › 1г)

Ш малорозчинні речовини (S^20°C = 0,01 - 1,0г)

Ш нерозчинні речовини (S^20°C ‹ 0,01г)

· Природа розчинника

Полярні та іонні сполуки добре розчиняються у полярних розчинниках (вода, спирт), а неполярні - в неполярних (бензол, бензин, ефір, ацетон).

Подібне розчиняється в подібному!

· Температура

Ш Розчинність твердих та рідких речовин у воді з ростом температури зростає.

Ca(OH)2 Ca(CH3COO)2

Ш Розчинність газів у рідинах з ростом температури зменшується.

· Тиск впливає тільки на розчинність газів.

Теплові ефекти при розчиненні

При розчиненні твердих речовин у воді відбуваються 2 процеси:

· фізичний - руйнування структури розчиненої речовини;

· хімічний - утворення гідратів внаслідок взаємодії молекул розчинника з частинками розчиненої речовини.

На руйнування кристалічної ґратки енергія витрачається, а при утворенні гідратів - виділяється. Співвідношення цих енергій і визначає тепловий ефект розчинення.

Якщо на руйнування кристалічної ґратки енергії витрачається більше, ніж виділяється при утворенні гідратів, то розчинення супроводжується охолодженням розчину, а якщо менше - нагріванням.

При розчиненні рідин і газів кристалічну ґратку руйнувати не треба, тому процес розчинення рідин і газів майже завжди екзотермічний. При розчиненні у воді лугів та кислот відбувається дуже сильне розігрівання розчину, він може закипіти. Тому приготування розчинів кислот та лугів вимагає строгого виконання правил техніки безпеки.

Кристалогідрати - це речовини, що містять в своїй кристалічній будові зв'язану воду (кристалізаційну):

CuSO₄ • 5H₂O - мідний купорос

CaSO₄ • 2H₂O - гіпс

Na₂SO₄ • 10H₂O - глауберова сіль

MgSO₄ • 7H₂O - гірка сіль

Концентрація розчинів

· Насичений розчин - розчин, що містить максимальну кількість розчиненої речовини при даній температурі.

· Ненасичений розчин містить менше розчиненої речовини, ніж насичений.

· Пересичений розчин містить більше розчиненої речовини, ніж насичений. Пересичений розчин одержують з насиченого при повільному обережному охолодженні. Пересичений розчин дуже нестійкий. Будь-яке механічне втручання призводить до миттєвого виділення надлишку розчиненої речовини і розчин стає насиченим.

· Концентрований розчин містить кількість розчиненої речовини, співвимірювану з кількістю розчинника (не менше, ніж в 10 разів). Тобто, орієнтовною межею між концентрованим та розбавленим розчином є 10%.

· Розбавлений розчин - розчин з концентрацією менше 10%.

Способи вираження концентрації розчинів

· Масова частка (процентна концентрація) - маса (г) розчиненої речовини в 100г розчину:

mpp щ = ---- 100% mp

· Молярна концентрація - кількість розчиненої речовини (моль) в 1л розчину:

х m Cm= --- = ----- V MV

· Молярна концентрація еквівалента (нормальна концентрація) - еквівалентна кількість речовини (моль) в 1л розчину:

не m Cn= --- = ----- V EmV

Електролітична дисоціація

Електроліти - речовини, розплави або розчини яких проводять електричний струм (основи, кислоти, солі).

Теорія електролітичної дисоціації (Сванте Арреніус):

· В розчині молекули електролітів розпадаються на іони: позитивно заряджені - катіони та негативно заряджені - аніони.

· Під дією електричного струму катіони рухаються до катоду, аніони - до аноду:

катод (-) анод (+)

Размещено на http://www.allbest.ru/

· Дисоціація - процес оборотний. Разом з розпадом молекули на іони відбувається з'єднання іонів у молекули. Залежно від того, який процес переважає, розрізняють сильні, середні та слабкі електроліти.

Кількісною характеристикою розпаду молекул на іони є ступінь електролітичної дисоціації (б).

Ступінь дисоціації - це % розкладу молекул електроліту на іони:

Размещено на http://www.allbest.ru/

· 30 - 100% сильні електроліти

· 3 - 30% середні електроліти

· до 3% слабкі електроліти

Сильні електроліти	Слабкі електроліти
К И HCl, HBr, HI С H2SO4 Л HNO3 О HClO4, HClO3 Т HMnO4 И	К HF, H2S, HCN И H2CO3, H2SiO3 С H2SO3 Л HNO2 О HClO2, HClO Т H2MnO4 И H3PO4 H3BO3 CH3COOH

Сильні електроліти	Слабкі електроліти
О С гідроксиди Н лужних та О лужноземельних В металів И	О С нерозчинні Н гідроксиди О та NH4OH В И
С О розчинні Л І	С О нерозчинні Л І

Дисоціація основ:

NaOH - Na⁺ + OH-

Ba(OH)₂ - ВаOH⁺ + OH- - Ва²⁺ + 2OH-

Mg(OH)₂ - MgOH⁺ + OH- - Mg²⁺ + 2OH-

Багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто.

Дисоціація кислот:

HCl - H⁺ + Cl-

H₂SO₄ - H⁺ + HSO₄- - 2H⁺ + SO₄^2-

H₂SO₃ - H⁺ + HSO₃- - 2H⁺ + SO₃^2-

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто.

Дисоціація амфотерних гідроксидів:

H⁺ + HZnO₂- - Zn(OH)₂ - ZnOH⁺ + OH-

Амфотерні гідроксиди дисоціюють одночасно за типом кислот та основ.

Дисоціація солей:

Al₂(SO₄)₃ - 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

Середні солі дисоціюють одностадійно.

Na₂HPO₄ - 2Na⁺ + HPO₄^2- - 2Na⁺ + H⁺ + PO₄³-

Кислі солі дисоціюють ступінчасто: спочатку відщеплюються іони металу, потім іони гідрогену.

MgOHCl - MgOH⁺ + Cl- - Mg²⁺ + OH- + Cl-

Основні солі дисоціюють ступінчасто: спочатку відщеплюються кислотні залишки, потім гідроксид-іони.

Теорії кислот та основ

Теорія Арреніуса (теорія дисоціації):

· Кислота - це речовина, яка при дисоціації відщеплює катіони Н⁺:

HCl - H⁺ + Cl-

· Основа - це речовина, яка при дисоціації відщеплює гідроксид-іони ОН-:

NaOH - Na⁺ + OH-

Теорію Арреніуса використовують і в наш час, але вона обмежена лише водними розчинами і стосується основ, які містять гідроксид-іони. На основі цієї теорії неможливо пояснити основні властивості таких сполук, як амоніак та органічні аміни.

Теорія Бренстеда - Лоурі (протонна теорія):

· Кислота - це речовина, аніон, або катіон, які можуть відщеплювати катіони Н⁺:

HCl - H⁺ + Cl-

H₂PO₄- - H⁺ + HPO₄^2-

NH₄⁺ - H⁺ + NH₃

· Основа - це молекула або аніон, які можуть приєднувати катіони Н⁺:

NH₃ + H⁺ - NH₄⁺

OH- + H⁺ - H₂O

Cl- + H⁺ - HCl

Теорія Бренстеда - Лоурі пояснює дію неводних розчинників. Згідно з цією теорією неводні розчинники бувають кислотні, основні та амфотерні.

· Кислотні:

мурашина (форміатна) кислота HCOOH - HCOO- + H⁺

оцтова (ацетатна) кислота CH₃COOH - CH₃COO- + H⁺

Кислотні неводні розчинники посилюють дію слабких основ.

· Основні:

амоніак NH₃ + H⁺ - NH₄⁺

гідразин H₂N - NH₂ + 2H⁺ - ⁺H₃N - NH₃⁺

Основні неводні розчинники посилюють дію слабких кислот.

· Амфотерні:

метанол CH₃OH + H⁺ - CH₃OH₂⁺

CH₃OH - CH₃O- + H⁺

етанол C₂H₅OH + H⁺ - C₂H₅OH₂⁺

C₂H₅OH - C₂H₅O- + H⁺

Обмеженість протонної теорії кислот та основ полягає в тому, що поняття кислота пов'язане лише з відщепленням протона Н⁺. Однак такі речовини як AlCl₃, FeCl₃ також виявляють властивості кислот.

Теорія Льюіса (електронна теорія):

· Кислота - це речовина, яка приєднує електронну пару за донорно-акцепторним механізмом (дає вільну орбіталь).

· Основа - це речовина, яка здатна віддавати електронну пару за донорно-акцепторним механізмом.

Протонна та електронна теорії кислот та основ є сучасними і більш загальними теоріями, що пояснюють кислотні та основні властивості сполук.

Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник

Чиста вода дуже погано проводить електричний струм, але частково вона дисоціює - слабкий електроліт:

H₂O - H⁺ + ОН-

[H⁺] • [OH-]

Константа дисоціації: К_дис = ----------- = 1,8 •10 -¹⁶ (t°=22°С)

[H₂O]

К_дис була виміряна методом електропровідності.

Рівноважну концентрацію води можна вважати сталою величиною [H₂O] = const, яка дорівнює її молярній концентрації:

[H₂O] = 1000:18=55,56 моль/л

Тоді рівняння має вигляд:

К_H2O = К_дис•[H₂O] = [H⁺] • [OH-]

1,8 •10 -¹⁶ •55,56 = [H⁺] • [OH-] = 1•10-¹⁴

К_H2O - стала при даній температурі величина, яку називають іонним добутком води. Із зміною температури К _H2O також змінюється:

t°=22°С К _H2O = 1•10-¹⁴

t°=30°С К _H2O = 1,89•10-¹⁴

t°=50°С К _H2O = 5,6•10-¹⁴

t°=100°С К _H2O = 74•10-¹⁴

Размещено на http://www.allbest.ru/

Як би не змінювалася концентрація [H⁺] чи [OH-], їх добуток залишається сталою величиною при певній температурі у будь-якому водному розчині.

· [H⁺] • [OH-] = 10-¹⁴, тобто [H⁺] • [OH-] ? 0, тому [H⁺] ? 0 та [OH-] ? 0

Тобто в розчині завжди присутні як H⁺, так і OH- незалежно від середовища.

· [H⁺]•[OH-]=const, тому зміна [H⁺] призводить до зміни [OH-] (наприклад, v[H⁺] супроводжується ^[OH-])

В чистій воді: [H⁺] = [OH-] = v 10-¹⁴ = 10-⁷ - нейтральне середовище.

В кислому середовищі: [H⁺] > [OH-]; [H⁺] >10-⁷; [OH-] < 10-⁷ - кисле середовище.

В лужному середовищі: [H⁺] < [OH-]; [H⁺] < 10-⁷; [OH-] >10-⁷ - лужне середовище.

рН = - ?g [H⁺] - водневий показник

рOН = - ?g [OH-] - гідроксильний показник

[H⁺] • [OH-] = 10-¹⁴ прологарифмуємо: ?g [H⁺] + ?g [OH-] = -14

-?g [H⁺] - ?g [OH-] = 14

рН ‹ 7 - кислий розчин

рН =7 - нейтральний розчин

рН › 7 - лужний розчин

Шкала кислотності (зміна кольору універсального індикаторного паперу):

Размещено на http://www.allbest.ru/

Гідроліз солей

Гідроліз - це реакція обміну між речовиною і водою, в результаті якої утворюється слабкий електроліт:

АВ + НОН > АОН + НВ

Гідролізу піддаються хімічні сполуки, які належать до різних класів: солі, бінарні сполуки, ефіри, жири, вуглеводи, білки тощо. У неорганічній хімії найчастіше вивчають гідроліз солей.

Будь-яку сіль можна представити, як продукт взаємодії основи та кислоти. Основи та кислоти бувають сильні та слабкі.

Fe(OH)₃ NaOH

FeCl₃ Na₂SO₄

HCl H₂SO₄

Солі, утворені сильною основою та сильною кислотою, гідролізу не піддаються, тому що в результаті обмінної реакції з водою не утворюється слабкий електроліт.

Гідролізу піддаються солі, які утворені:

· слабкою основою та сильною кислотою;

· сильною основою та слабкою кислотою;

· слабкою основою та слабкою кислотою.

Слабкі основи: - всі нерозчинні

- розчинна NH₄OH

Слабкі кислоти: H₂CO₃, H₂SO_3, H₂SiO_3, H₃PO_4, HNO_2, H₂S, HF, CH₃COOH

Гідроліз за катіоном - це гідроліз солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою.

NH₄OH - слабка основа

NH₄Cl ------- NH₄Cl - NH₄⁺ + Cl-

HCl - сильна кислота

NH₄⁺ + HOH - NH₄OH + H⁺ іонне рівняння гідролізу

NH₄Cl + HOH - NH₄OH + HCl молекулярне рівняння гідролізу

рН < 7 (кисле середовище)

На практиці часто зустрічається гідроліз солей, які містять багатозарядний катіон слабкої основи. В цьому випадку гідроліз йде ступінчасто: на першому ступені утворюється основна сіль, а вже на другому - слабка основа.

Fe(OH)₂ - слабка основа

FeCl₂ ------------ FeCl₂ - Fe²⁺ + 2Cl-

HCl - сильна кислота

І ступінь: Fe²⁺ + HOH - FeOH⁺ + H⁺

FeCl₂ + HOH - FeOHCl + HCl

Гідроліз відбувається переважно за першим ступенем, тобто утворюється основна сіль. Але в дуже розбавленому розчині гідроліз може дійти до кінця.

ІІ ступінь: FeОН⁺ + HOH - Fe(OH)₂ + H⁺

FeOHCl + НОН - Fe(OH)₂ + HCl рН < 7 (кисле середовище)

Гідроліз за аніоном - це гідроліз солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою.

NaOH - сильна основа

CH₃COONa ----------- CH₃COONa - CH₃COO- + Na⁺

CH₃COOH - слабка кислота

CH₃COO- + HOH - CH₃COOH + OH-

CH₃COONa + HOH - CH₃COOH + NaOH рН > 7 (лужне середовище)

Солі, які містять багатозарядний аніон слабкої кислоти, гідролізуються ступінчасто: на першому ступені утворюється кисла сіль, а вже на другому - слабка кислота.

KOH - сильна основа

K₂S ------ K₂S - 2K⁺ + S^2-

H₂S - слабка кислота

І ступінь: S^2- + HOH - НS- + OH-

K₂S + HOH - КНS + КOH

Гідроліз відбувається переважно за першим ступенем, тобто утворюється кисла сіль. Але в дуже розбавленому розчині гідроліз може дійти до кінця.

ІІ ступінь: НS- + HOH - Н₂S + OH-

КНS + HOH - Н₂S + КOH рН › 7 (лужне середовище)

Гідроліз за катіоном та аніоном - це гідроліз солі, утвореної слабкою основою та слабкою кислотою.

NH₄OH - слабка основа

CH₃COONH₄ ------------ CH₃COONH₄ - СН₃СОО- + NH₄⁺

CH₃COOH - слабка кислота

CH₃COO- + NH₄⁺ + НОН - CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COONH₄ + НОН - CH₃COOH + NH₄OH

Реакція середовища у розчинах таких солей залежить від співвідношення сили основи та кислоти. При їх рівній силі, як у наведеному прикладі, вона може бути нейтральною. Отже, нейтральна реакція розчину ще не свідчить про відсутність гідролізу.

Незворотний гідроліз - це гідроліз солі, утвореної слабкою основою та слабкою кислотою, коли утворюється осад і газ одночасно (продукти реакції видаляються).Такі солі в розчині не існують, тільки в сухому вигляді. B таблиці розчинностей позначаються або.

Cr₂S₃ + 6HOH > 2Cr(OH)₃v + 3H₂S^

Ступінь гідролізу - це величина, що показує, яка частина молекул піддалася гідролізу від загальної кількості розчинених молекул.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Ступінь гідролізу залежить від:

– температури;

– концентрації розчину;

– природи розчиненої речовини.

Посилити гідроліз можна:

– нагріванням розчину (гідроліз - це ендотермічний процес);

– розбавленням розчину (підвищується концентрація НОН);

– зв'язуванням продуктів гідролізу (Н⁺ або ОН-) в молекули слабкого електроліту (Н₂О).

Для зв'язування Н⁺ до розчину додають луг.

Для зв'язування ОН- до розчину додають кислоту.

Послабити гідроліз можна:

– охолодженням розчину;

– збільшенням концентрації солі;

– введенням в розчин одного з продуктів гідролізу:

o кислоти, якщо при гідролізі утворюється Н⁺

o лугу, якщо при гідролізі утворюється ОН-

Хімічні реакції

v Вид взаємодії

· Реакції розкладу - з однієї речовини утворюється дві або більше нових речовин:

2H₂O = 2H₂ + O₂

CaCO₃ = CaO + CO₂

· Реакції сполучення - з двох або більше речовин утворюється одна нова речовина:

C + O₂ = CO₂

CaO + CO₂ = CaCO₃

· Реакції обміну - дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами:

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

· Реакції заміщення - проста речовина заміщує атоми складної речовини, утворюючи нову просту й нову складну речовину:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

v Повнота протікання реакції

· Оборотні - відбуваються одночасно у протилежних напрямках:

N₂ + 3H₂ - 2NH₃

· Необоротні:

осад NaCl + AgNO₃ = AgClv + NaNO₃

газ CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂^ + H₂O

вода HCl + NaOH = NaCl + H₂O

v Тепловий ефект реакції

· Екзотермічні - виділення теплоти: N₂ + 3H₂ - 2NH₃ + Q

· Ендотермічні - поглинання теплоти: N₂ + O₂ - 2NO - Q

v Агрегатний стан реагуючих речовин

· Рідкофазні - реакції в розчинах:

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

· Газофазні - вихідні речовини газоподібні:

N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г)

· Твердофазні - вихідні речовини тверді:

CaO_(тв) + 3C_(тв) = CaC₂ + CO^

· Гомогенні - вихідні речовини мають однаковий агрегатний стан:

CaO_(тв) + 3C_(тв) = CaC₂ + CO^

· Гетерогенні - вихідні речовини мають різний агрегатний стан:

С_(тв) + СО_2(г) = 2СО

v Зміна ступенів окиснення елементів

· Окисно-відновні - зміна ступенів окиснення:

Zn⁰ + 2H⁺¹Cl = Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰

· Реакції без зміни ступенів окиснення:

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

v Наявність каталізатора

· Каталітичні: N₂ + 3H₂ > 2NH₃

· Некаталітичні: NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

Окисно-відновні реакції

Ступінь окиснення - це умовний заряд атома в молекулі, якщо припустити, що всі зв'язки в ній іонні.

Правила визначення ступенів окиснення:

-1 +2

1. О-² (крім Н₂О₂ та ОF₂)

-1 -1 -1

2. Н⁺¹ (крім МеН: NaH; CaH₂)

0 0 0 0 0 0 0 0 0

3. прості речовини = 0 Н₂ О₂ N₂ F₂ Cl₂ Br₂ I₂ S Fe

4. метали = заряду іона (таблиця розчинності)

Окиснення - це процес віддачі електронів, внаслідок якого ступінь окиснення елемента збільшується:

Mn⁺² - 2з = Mn⁺⁴

Відновлення - це процес приєднання електронів, внаслідок якого ступінь окиснення зменшується:

Mn⁺⁷ + 5з = Mn⁺²

Окисник - це атом, молекула або іон, що приєднує електрони.

Відновник - це атом, молекула або іон, що віддає електрони.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Якщо ступінь окиснення елемента вища, то він може бути тільки окисником, який в процесі відновлення зможе знизити свій ступінь окиснення:

+7 +6 +6 +5

KMnO₄, K₂Cr₂O₇, H₂SO₄, HNO₃

Якщо ступінь окиснення елемента нижча, то він може бути тільки відновником, який в процесі окиснення зможе підвищити свій ступінь окиснення:

-2 -3 0

H₂S, NH₃, метали у вільному стані

Якщо ступінь окиснення елемента проміжна, то він може бути як окисником, так і відновником:

-1 +4 +4 +4 +3

H₂O₂, H₂SO₃, SO₂, MnO₂, HNO₂

Типи окисно-відновних реакцій:

· міжмолекулярні - окисник та відновник знаходяться в різних молекулах:

0 0 +4 -2

C + O₂ = CO₂

· внутрішньомолекулярні - окисник та відновник знаходяться в одній молекулі:

+1 -2 0 0

2H₂O = 2H₂ + O₂

· диспропорціонування - один і той же елемент одночасно є й окисником, і відновником:

0 -1 +1

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

· контрдиспропорціонування - окисно-відновний розклад речовини, яка містить атоми одного елемента в різних ступенях окиснення:

-3 +5 0

NH₄NO₃ = N₂ + 2H₂O

Хімічна кінетика

- це розділ хімії, який вивчає швидкість та механізм хімічних перетворень.

Швидкість хімічної реакції - це зміна концентрації реагуючих речовин за одиницю часу.

Необхідною умовою можливості взаємодії між двома частинками (атомами, молекулами, іонами) є взаємне зіткнення, тому швидкість реакції залежить від числа зіткнень за одиницю часу.

Фактори, що впливають на швидкість реакції

· Концентрація реагуючих речовин - число зіткнень збільшується пропорційно збільшенню числа частинок в одиниці об'єму.

Закон діючих мас: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

А + В = С х = k[A] [B]

Приклади:

N_{2 (г)} + 3H_{2 (г)} = 2NH₃ х = k[N₂] [H₂]³

2NO _(г) + H_{2 (г)} = N₂O + H₂O х = k[NO]² [H₂]

C _(тв) + O_{2 (г)} = CO₂ х = k[O₂]

CuO _(тв) + H_{2 (г)} = Cu + H₂O х = k[H₂]

Швидкість реакції не залежить від концентрації твердих речовин, тому що реакція відбувається тільки на їх поверхні.

Константа швидкості k є сталою величиною для кожної реакції (наведена в хімічних довідниках). Вона дорівнює швидкості реакції, коли концентрації дорівнюють 1 моль/л.

· Температура - при підвищенні температури зростає швидкість рухання частинок і ймовірність їх зіткнення.

Закон Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10° швидкість гомогенної реакції збільшується в 2 - 4 рази.

· Природа реагуючих речовин - далеко не кожне зіткнення призводить до хімічної взаємодії. Результативним є зіткнення між частинками, які мають деякий надлишок енергії. Такі частинки називають активними. Надлишкову енергію, яка необхідна для подолання сил відштовхування (енергетичного бар'єру), що виникають між електронними оболонками реагуючих частинок, називають енергією активації.

Кожна хімічна реакція йде через утворення проміжного комплексу, в якому старі хімічні зв'язки ще не розірвалися, а нові вже почали утворюватися:

Якщо загальний запас енергії продуктів реакції менший, ніж вихідних речовин то, реакція екзотермічна:

?Н = Н_прод - Н_вих ?Н < 0

Для ендотермічної реакції - навпаки (?Н > 0).

Величина енергії активації залежить від природи реагуючих речовин. Чим більша Е_акт, тим важчий перебіг реакції:

1) Е_акт = 0 - 80 кДж/моль - реакції миттєві:

NaCl + AgNO₃ = AgClv + NaNO₃

2) Е_акт = 80 - 120 кДж/моль - реакції повільні:

Ржавіння заліза у вологому повітрі:: 4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

3) Е_акт вище 120кДж/моль - реакції неможливі за нормальних умов:

1500°C

N₂ + O₂ > 2NO

Зменшити енергію активації можна підвищенням температури або введенням каталізатору.

Каталіз - це зміна швидкості реакції за допомогою додаткових речовин - каталізаторів. Дія каталізатора зводиться до зменшення енергії активації хімічної реакції.

Е_акт

А + В - А...В > АВ - некаталітична реакція

Е_{акт 1}

К + А - К...А > КА

Е_{акт 2} - каталітична реакція

КА + В - К...А...В > К + АВ

Хімічна рівновага - це такий стан оборотної системи, коли швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції. Хімічна рівновага характеризується константою рівноваги.

[C] [D]

А + В - С + D K_р = ------

[A] [B]

Приклади: [HI]²

H_{2 (г)} + I_{2 (г)} - 2HI _(г) K = -------

[H₂] [I₂]

[NH₃]²

N_{2 (г)} + 3H_{2 (г)} - 2NH_{3 (г)} K = ---------

[N₂] [H₂]³

[CO]²

CO_{2 (г)} + C _(тв) = 2CO _(г) K = ------

[CO₂]

[Н₂О]

CuO _(тв) + H_{2 (г)} = Cu _(тв) + H₂O _(г) К = -------

[Н₂]

Зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє

Якщо на рівноважну систему спричинити будь-яку зовнішню дію, рівновага зміститься в тому напрямку, який зменшує цю дію.

· Вплив концентрації на хімічну рівновагу:

– збільшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу в бік прямої реакції;

– збільшення концентрації продуктів зміщує рівновагу в бік зворотної реакції.

· Вплив температури на хімічну рівновагу:

– підвищення температури зміщує рівновагу в бік ендотермічної реакції;

– зниження температури зміщує рівновагу в бік екзотермічної реакції.

· Вплив тиску на хімічну рівновагу:

– підвищення тиску зміщує рівновагу в бік зменшення об'єму системи;

– зниження тиску зміщує рівновагу в бік зростання об'єму системи.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Галогени

Загальна характеристика:

₉ F 1s² 2s²2p⁵

₁₇Cl 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁵

₃₅ Br 4s²4p⁵

₅₃ I 5s²5p⁵

Спільні властивості:

1. На зовнішньому рівні 7 електронів, тому вища валентність VII (крім F).

2. Мають 1 неспарений електрон, тому валентність у не збудженому стані І.

3. Можливі валентності I, III, V, VII (крім F).

4. Вищий ступінь окиснення +7 (крім F), нижчий ступінь окиснення -1.

5. Водневі сполуки: HF, HCl, HBr, HI - їх водневі розчини - кислоти.

6. Прості речовини - двохатомні: F₂, Cl₂, Br₂, I_2.

Відрізняються:

1. F може бути тільки одновалентним, тому що в його атомі нема вільних орбіталей і неможливе збудження.

2. Зменшується електронегативність елементів в ряду F - Cl - Br - I, тому зменшуються неметалічні властивості: F₂ - Cl₂ - Br₂ - I_2.

3. Сила кислот в ряду HF - HCl - HBr - HI зростає.

4. Розчинність солей Аргентуму в ряду AgF - AgCl - AgBr - AgI зменшується:

розчинна

сіль хімічний атомний іон метал

5. Змінюються фізичні властивості простих речовин:

F₂ - газ, що важко зріджується

С1₂ - газ, що легко зріджується

Вг₂ - рідина

І₂ - тверда речовина

Біологічна роль галогенів

Флуор - міститься в емалі зубів та кістках. Потрапляє в організм людини з продуктами харчування (листя чаю, борошно, крупи, яйця) та питною водою. При недостачі виникає карієс, а при надлишку - руйнування зубної емалі.

Хлор - хлорид-іони приймають участь в утворенні буферної системи крові, у регуляції осмотичного тиску та водно - сольового обміну, сприяє відкладенню глікогену в печінці. Хлорид-іони входять до складу соляної кислоти - єдиної неорганічної кислоти, яка міститься в організмі людини. HCl відіграє важливу роль в процесі травлення.

Бром - підсилює процеси гальмування в центральній нервовій системі.

Йод - приймає участь у синтезі гормонів щитовидної залози. При недостачі

Йоду в організмі розвивається ендемічний зоб.

Фізичні властивості:

F₂ - світло-жовтий газ, з характерним запахом, з водою вступає у хімічну реакцію. Отруйний!

С1₂ - жовто-зелений газ, з різким задушливим запахом, малорозчинний у воді.

Отруйний! Вдихання невеликої кількості хлору приводить до запалення і навіть до набряку легенів.

Вг₂ - червоно-бура рідина, з різким подразнюючим запахом, малорозчинна у воді. Отруйна! Сильно подразнює слизові оболонки, викликає кашель, задуху. При попаданні на шкіру викликає опіки, які довго не загоюються.

І₂ - чорно-сіра тверда речовина з металічним блиском, легко сублімується, утворюючи фіолетову пару. Погано розчинна.

Хімічні властивості:

· З О₂ не взаємодіють із-за близької електронегативності, але оксиди галогенів існують.

· Взаємодія з воднем:

Н₂ + F₂ = 2HF - з вибухом у темряві

Н₂ + С1₂ = 2НС1 - з вибухом при освітленні

Н₂ + Вг₂ = 2НВг - при нагріванні

Н₂ +І₂ = 2НІ - при нагріванні

· Взаємодія з металами:

2Na + F₂ = 2NaF

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2Na + Br₂ = 2NaBr

2Na + I₂ = 2NaI

· Взаємодія з водою:

2F₂+2H₂O = 4HF + О₂

Хлор, бром, йод спочатку розчиняються у воді, утворюючи хлорну, бромну чи йодну воду, потім поступово вступають у реакцію:

С1₂ + Н₂О = НС1 + НClO

Вг₂ + Н₂О = НВr + НВrО

I₂ + Н₂О = НI + НIО

· Більш активні галогени витісняють менш активні з кислот та солей:

F₂ + 2NaCl = 2NaF + Cl₂

F₂ + 2NaBr = 2NaF + Br₂

F₂ + 2NaI = 2NaF + I₂

Cl₂ + 2NaBr = 2NaCl + Br₂

Cl₂ + 2NaI = 2NaCl + I₂

Br₂ + 2NaI = 2NaBr + I₂

Добування галогенів:

· Фтор - електроліз фторидів (розплавів): 2NaF = 2Na + F₂^

· Хлор - окисно-відновні реакції:

4НС1 + МnО₂ = С1₂^ + МnС1₂ + 2Н₂О

16НС1 + 2КМnО₄ = 5Сl₂^ + 2МnСl₂ + 2КСl + 8Н₂О

· Бром, йод - витіснення хлором з солей:

С1₂ + 2КІ = 2КС1 +I₂

Галогeноводні

Фізичні властивості:

HF, HC1, НВr, НІ - безкольорові гази, з різким запахом, розчинні у воді, їх водні розчини - кислоти.

Хімічні властивості:

HF - слабка кислота НС1, НВr, НІ - сильні кислоти

· HCl + NaOH = NaCl + H₂O

· 2НС1 + Na₂O = 2NaCl + Н₂О

· HCl + AgNO₃ = AgClv + H₂O

· 2НС1 + Zn = ZnCl₂ + H₂^

Специфічна властивість фторидної кислоти - роз'їдати скло:

4HF + SiO₂ = SiF₄ + 2H₂O

Ця реакція лежить в основі травлення скла - нанесення малюнків та надписів за допомогою HF.

Якісні реакції на галогенід - іони:

Ag⁺ + Cl- = AgClv білий осад, розчинний у розчині амоніаку.

AgClv + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

Ag⁺ + Вr- = AgBrv жовтуватий осад, нерозчинний у розчині амоніаку.

Ag⁺ + І- = AgIv жовтий осад, нерозчинний у розчині амоніаку.

Оксигеновмісні сполуки галогенів

галогени	сполуки	+1	+3	+5	+7
Cl2	оксид кислота сіль	Cl2O HClO гіпохлоритна (хлорнуватиста) NaClO гіпохлорити	Cl2O3 HClO2 хлоритна (хлориста) NaClO2 хлорити	Cl2O5 HClO3 хлоратна (хлорнуватна) NaClO3 хлорати	Cl2O7 HClO4 перхлоратна (хлорна) NaClO4 перхлорати
Br2	оксид кислота сіль	Br2O HBrO гіпобромітна NaBrO гіпоброміти	Br2O3 HBrO2 бромітна NaBrO2 броміти	Br2O5 HBrO3 броматна NaBrO3 бромати	Br2O7 HBrO4 перброматна NaBrO4 пербромати
I2	оксид кислота сіль	I2O HIO гіпойодитна NaIO гіпойодити	I2O3 HIO2 йодитна NaIO2 йодити	I2O5 HIO3 йодатна NaIO3 йодати	I2O7 HIO4 перйодатна NaIO4 перйодати

посилення кислотних властивостей

HClO HСlO₂ HСlO₃ HСlO₄

посилення окисних властивостей

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO + H₂O

Гіпохлорити використовують як підбілювачі. Ефект відбілювання полягає в окисненні бруду гіпохлоритною кислотою.

3Cl₂ + 6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3H₂O

гарячий

Cl

Cl₂ + Ca(OH)₂ = Ca + H₂O

OCl

При нагріванні у присутності каталізатора MnO₂:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

При нагріванні без каталізатора:

4KClO₃ = 3KClO₄ + KCl

Перхлоратна кислота HClO₄ нарівні з НІ є найсильнішою з відомих кислот. Її використовують в аналітичній хімії як неводний розчинник.

Бромати та йодати використовують в аналітичній хімії:

KBrO₃ + 5KBr + 3H₂SO₄ = 3Br₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

Вільний бром використовують для бромування органічних сполук.

Аналогічна реакція відбувається за участю йодид- та йодат-іонів:

KIO₃ + 5KI + 3H₂SO₄ = 3I₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

Застосування сполук галогенів у медицині:

· NaCl - 0,9 % розчин (ізотонічний або фізіологічний):

Ш при значних крововтратах внутришньовенно як замісник плазми крові для підтримання осмотичного тиску та об'єму циркулюючої крові;

Ш при втратах рідини організмом внаслідок блювоти, проносу, опіків;

– 5-10% розчин (гіпертонічний) - зовнішньо для промивання гнійних ран.

· NaBr, KBr - заспокійливі засоби.

· NaІ, КІ - при недостачі йоду в організмі (ендемічному зобі).

· KCl - при гіпокаліємії внаслідок прийому діуретиків;

- антиаритмічний засіб;

- для приготування сольових розчинів (плазмозамінників) при втратах рідини.

· CaCl₂ - при алергічних захворюваннях (знімає набряки, запалення);

- кровоспинний засіб;

- знімає спазми серцево-судинної системи;

- при переломах кісток;

- при недостачі кальцію в організмі.

· Хлорне вапно СаOCl₂ (хлорид - гіпохлорит кальцію) використовують для дезинфекції приміщень, туалетів, вигрібних ям.

· HCl - при зниженій кислотності шлунку.

· 5 - 10 % спиртовий розчин І₂ - антисептичний засіб для обробки ран.

Оксиген

Размещено на http://www.allbest.ru/

Фізичні властивості
Кисень О2 Газ без кольору та запаху, малорозчинний у воді. ...

Подобные документы

• Властивості s-металів та їх сполук

  Класифікація металів, особливості їх будови. Поширення у природі лужних металів, їх фізичні та хімічні властивості. Застосування сполук лужних металів. Сполуки s-металів ІІА-підгрупи та їх властивості. Види жорсткості, її вимірювання та усунення.
  
  курсовая работа [425,9 K], добавлен 09.11.2009
  

• Ароматичні вуглеводні сполуки

  Поняття ароматичних вуглеводних сполук (аренів), їх властивості, особливості одержання і використання. Будова молекули бензену, її класифікація, номенклатура, фізичні та хімічні властивості. Вплив замісників на реакційну здатність ароматичних вуглеводнів.
  
  реферат [849,2 K], добавлен 19.11.2009
  

• Гетероциклічні сполуки

  Поняття, класифікація, будова і біологічна роль гетероциклічних сполук. Фізичні і хімічні властивості гетероциклів. Біциклічні сполуки з п'ятичленними гетероциклами. Ароматичні сполуки з конденсуючими ядрами. Шестичленні гетероцикли з одним гетероатомом.
  
  курсовая работа [434,7 K], добавлен 05.12.2015
  

• Бінарні сполуки бору з гідрогеном

  Фізичні та хімічні властивості боранів. Різноманітність бінарних сполук бору з гідрогеном, можливість їх використання у різноманітних процесах синтезу та як реактивне паливо. Використання бору та його сполук як гідриручих агентів для вулканізації каучука.
  
  реферат [42,4 K], добавлен 26.08.2014
  

• Токсикологія сполук ртуті

  Значення і застосування препаратів сполук ртуті у сільськогосподарському виробництві, в різних галузях промисловості та побуті. Фізичні і хімічні властивості сполук ртуті. Умови, що сприяють отруєнню. Клінічні симптоми отруєння тварин різних видів.
  
  курсовая работа [34,2 K], добавлен 19.06.2012
  

• Лужні метали. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Біологічна роль елементів

  Загальна характеристика елементів I групи, головної підгрупи. Електронна будова атомів і йонів лужних металів. Металічна кристалічна гратка. Знаходження металів в природі та способи їх одержання в лабораторних умовах. Використання сполук калію та натрію.
  
  презентация [247,6 K], добавлен 03.03.2015
  

• Хімічні сполуки для обробки графітних написів

  Властивості речовин для обробки паперу, що збільшують стійкість графітних написів. Огляд компонентів для обробки паперу. Варіанти стійких до стирання водостійких чорнил. Взаємодія сполук та хімічних реактивів для написів, особливості їх видалення.
  
  презентация [1,9 M], добавлен 09.11.2014
  

• Харчова добавка аспартам Е951

  Аспартам як штучний підсолоджувач, замінник цукру (харчова добавка E951), його загальна характеристика, основні фізичні та хімічні властивості, історія розробки та використання а сучасному етапі. Методи отримання даної сполуки, порядок її визначення.
  
  реферат [240,4 K], добавлен 25.03.2011
  

• Нуклеїнові кислоти

  Вивчення хімічного складу і структурної будови нуклеїнових кислот. Характеристика відмінних рис дезоксирибонуклеїнових кислот (ДНК) і рибонуклеїнові кислоти (РНК). Хімічні зв'язки, властивості і функції нуклеїнових кислот, їх значення в живих організмах.
  
  реферат [1,2 M], добавлен 14.12.2012
  

• Состав речовини й хімічні системи. Розвиток біологічних поглядів

  Хімічні процеси, самоорганізація, еволюція хімічних систем. Молекулярно-генетичний рівень біологічних структур. Властивості хімічних елементів залежно від їхнього атомного номера. Еволюція поняття хімічної структури. Роль каталізатора в хімічному процесі.
  
  контрольная работа [27,1 K], добавлен 19.06.2010
  

• Ліпіди

  Ліпіди як органічні сполуки, різні за хімічною природою, загальною властивістю яких є здатність розчинятись у неполярних органічних розчинниках, їх головні фізичні та хімічні властивості, класифікація та різновиди. Значення жирів в організмі людини.
  
  реферат [2,9 M], добавлен 17.04.2012
  

• Малахіт та мідь

  Загальні властивості міді як хімічного елементу, історія його відкриття, походження, головні фізичні та хімічні властивості. Мідь у сполуках, її якісні реакції. Біологічна роль в організмі людини. Характеристика малахіту, його властивості та значення.
  
  курсовая работа [555,8 K], добавлен 15.06.2014
  

• Оксиген і сульфур

  Кисень - історія відкриття. Поширення в природі, одержання. Фізичні і хімічні властивості. Застосування кисню. Біологічна роль кисню. Сірка - хімічні властивості. Оксиди сульфуру. Сульфатна кислота. Чесна сірка і нечиста сила. Чорний порох.
  
  реферат [64,8 K], добавлен 11.01.2007
  

• Властивості металів

  Місце елементів-металів у періодичній системі Д.І. Менделєєва, будова їх атомів. Металевий зв’язок і кристалічна гратка. Загальні фізичні властивості металів, їх знаходження у природі. Взаємодія лужного металу з водою. Реакція горіння кальцію в повітрі.
  
  презентация [638,5 K], добавлен 19.11.2014
  

• Карбонові кислоти та їх властивості

  Поняття карбонових кислот як органічних сполук, що містять одну або декілька карбоксильних груп COOH. Номенклатура карбонових кислот. Взаємний вплив атомів у молекулі. Ізомерія карбонових кислот, їх групи та види. Фізичні властивості та застосування.
  
  презентация [1,0 M], добавлен 30.03.2014
  

• Францій

  Загальна характеристика. Фізичні властивості. Електронна конфігурація та будова атома. Історія відкриття. Методи отримання та дослідження. Хімічні властивості. Використання. Осадження францію з різними нерозчинними сполуками. Процеси радіолізу й іонізації
  
  реферат [102,3 K], добавлен 29.03.2004
  

• Фізичні та хімічні властивості хліба і хлібобулочних виробів та методи їх дослідження

  Етапи технології виробництва хліба. Методи визначення вологості та кислотності хліба. Хімічні методи дослідження хлібобулочних виробів: перманганатний і йодометричний. Порядок підготовки до проведення аналізу вагових і штучних хлібобулочних виробів.
  
  курсовая работа [38,7 K], добавлен 17.04.2013
  

• Принципи одержання та використання алкінів

  Номенклатура, електронна будова, ізомерія, фізичні, хімічні й кислотні властивості, особливості одержання і використання алкінів. Поняття та сутність реакцій олігомеризації та ізомеризації. Специфіка одержання ненасичених карбонових кислот та їх похідних.
  
  реферат [45,5 K], добавлен 19.11.2009
  

• Харчова добавка Тіосульфат натрію Е 539

  Історія відкриття тіосульфату натрію. Органолептичні та санітарно-гігієнічні показники. Методи одержання тіосульфату натрію. Хімічні властивості тіосульфату натрію. Методи відділення S2O32- іонів від других іонів. Фотометричне визначення тіосульфату.
  
  курсовая работа [141,9 K], добавлен 16.02.2011
  

• Методи одержання та галузі застосування рідкоземельних елементів

  Загальна характеристика лантаноїдів: поширення в земній корі, фізичні та хімічні властивості. Характеристика сполук лантаноїдів: оксидів, гідроксидів, комплексних сполук. Отримання лантаноїдів та їх застосування. Сплави з рідкісноземельними елементами.
  
  курсовая работа [51,8 K], добавлен 08.02.2013
  

• главная
• рубрики
• по алфавиту
• вернуться в начало страницы
• вернуться к началу текста
• вернуться к подобным работам