Розділ 1Svetlana

2016

8

8

8

8

8

899

10

10

10

1011

12

1212

12

13

13

13

14

14

15

15

15

151718

19

2020

20

2223

23

24

25

25

25

27

ЗмістРозділ 1Основні поняття та закони хімії

Ключові терміни:ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЇ

Найважливіші поняття атомно-молекулярного вченняАтомМолекула

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

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

Ключові терміни:ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЇ

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

Приклади розрахункових задачБудова атома. Періодична система елементів

БУДОВА АТОМА. АТОМНЕ ЯДРО. ПРИРОДА ЕЛЕКТРОНААтом – складна система

Перші моделі атомаЯдро атома

Властивості електрона в атоміПрактична частина

Ключові терміни:ЕЛЕКТРОННА ОБОЛОНКА. ЕЛЕКТРОННІ СТРУКТУРИ АТОМІВ

Атомні орбіталіПравила заповнення електронами атомних орбіталей

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

ТЕМА 55.1 Періодичний закон

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

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

Зміст 3

27

29

29

29

30

30

30

31

31

32

32

35

37

38

38

39

39

40

40

41

44

44

44

46

47

47

48

49

50

50

52

52

53

53

53

54

54

55

56

57

57

58

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

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

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

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

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

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

4.6.1. Водневий зв’язокПриклади розв’язання типових задач

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

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

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

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

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

ОСНОВИКласифікація та номенклатура оcновФізичні властивості основ

Зміст 4

58

59

59

60

61

61

62

62

64

65

6666

66

67

70

71

71

72

76

77

79

80

83

83

85

85

89

90

90

95

96

96

98

98

98

98

98

98

99

100

Хімічні властивості основАмфотерні гідроксидиОдержання і застосування основПрактична частина

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

Ключові терміни:СОЛІ

Класифікація та номенклатура солейХімічні властивості солейОдержання і застосування солей

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

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

5.6. Приклади розв'язання типових задачМетали

Ключові терміни:ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛІВФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВВЗАЄМОДІЯ З НЕМЕТАЛАМИЕлектрохімічний ряд напруг металівЕлектродЕлектродЕлектрод½H2/H+ВІДНОШЕННЯ ДО ВОДИВІДНОШЕННЯ ДО КИСЛОТІІ. Окисні кислоти, до яких належать: нітратна кислота HNO3 будь-якоїконцентрації, концентрована сульфатна H2SO4 та інші кислоти, окисназдатність яких зумовлюється не наявністю іона Н+, а властивостяминедисоційованих молекул самих кислот чи їх аніонів. Окисні кислотивзаємодіють із усіма металами від початку ряду напруг до срібла включно(рис. 9.12).ІІ.1 Концентрована сульфатна кислота, окисна здатність якої виявляється зарахунок сульфуру (+6), при взаємодії з металами залежно від їх активності,

Зміст 5

101

101

102

103

104

105

106

106

107

107

108

108

108

108

109

109

110

111

111

111

112

113

113

114

114

116

116

117

118

118

120

120

121

121

121

122

122

температури середовища, ступеня концентрування кислоти можевідновлюватися по-різному. Малоактивні метали відновлюють сульфатнукислоту H2SO4(конц.) до SO2, наприклад:ІІ.3 Розведена нітратна кислота у реакціях із малоактивними металами (Cu, Ag,Hg, Pb) виділяє нітроген (ІІ) оксид (рис. 16 б):ВІДНОШЕННЯ ДО ЛУГІВВЗАЄМОДІЯ ІЗ СОЛЯМИ ІНШИХ МЕТАЛІВ

Одержання металлівВИСНОВКИ

НеметалиГалогени. Хлор, та його сполукиВ ряду F�Cl�Br�I

Оксиген та його сполукиОзон.

В 1840 році була отримана газоподібна речовина, що складається з молекул О3 ісильно відрізняється по властивостях від звичайного кисню (О2). Новий газ, щомав характерний запах, назвали озоном (по-грецькі - “пахучий”).Подібно звичайному кисню, озон являє собою просту речовину. Він є алотропнамодифікація Оксигену.В газоподібному стані озон має голубий колір, в рідкому – темно-синій, в твердому– майже чорний. Навіть в малих дозах озон дуже токсичний. Температура кипіння -1120 С. У всіх агрегатних станах озон здатний вибухати від удару. Розчинністьйого у воді набагато більше, ніж кисню.

Біологічне значення кисню і озону та їх застосування.Сульфур та його сполуки

Хімічні властивості.Хімічні властивості сульфатної кислоти H2SO4

Нітроген та його сполукиХімічні властивості НітрогенуСполуки Нітрогену з Оксигеном.Місце Нітрогену та його сполук в природі.

Фосфор та його сполукиОдержання.Хімічні властивості.

Карбон та його сполукиХімічні властивості

Силіцій та його сполукиОдержання.Хімічні властивості.

Гідроген. Водень і водаХімічні властивості водню.Одержання воднюВода.

Рішення задач1. Рішення задач на основні закони хіміїЗадачі на визначення характеристик газоподібних речовин: маси, об’єму,кількості речовини, числа молекул, густини та відносної густини газів

Зміст 6

122

123

123

123

124

125

125

126

126

126

126

127

128

130

130

131

132

132

134

135

138

138

139

141

141

142

142

142

142

143

143

143

143

144

144

145

145

145

145

146

146

Задачі на визначення числа молекул, атомів, кількості речовини поспіввідношенню між масами чи об’ємами речовинЗадачі, що пов’язані із розрахунками за рівнянням реакцій.2. Рішення задач на тему РозчиниЗадачі на визначення маси розчиненої речовини, маси розчину та масовоїчастки розчиненої речовинЗадачі пов’язані із проходженням реакції в розчинах.4. Рішення задач на введення молекулярної формули4.2. Знаходження молекулярної формули сполуки невідомого класу органічнихречовин, що має масові частки елементів в сполуці.4.3. Ще один варіант задач –на визначення формули вуглеводню по відомиммасам чи об’ємам продуктів його спалювання.

Розділ 3Органічна хімія

ПРЕДМЕТ ОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇІ.1 Особливості органічних сполукІ.2 Стан атома Карбону і характер хімічних зв’язків в органічних сполуках

Зв’язок між двома атомами за допомогою однієї спільної електронної париназивається одинарним (простим), двох електронних пар – подвійним, трьохелектронних пар – потрійним.

І.3 Теорія будови органічних сполукІ.4 Класифікація органічних сполукІ.5 Номенклатура органічних сполукІ.5.1 Замісникова номенклатураІ.5.2 Утворення назв органічних сполукзгідно із замісниковою номенклатурою IUPACІ.6 Загальна характеристика органічних реакційІ.6.1 Особливості органічних реакційІ.6.2 Класифікація органічних реакцій

ВуглеводніВуглеводні. Алкани.Способи одержанняХімічні властивостіЗастосування алканівПриродні джерела вуглеводнів.Ненасичені вуглеводні. Алкени та алкіниЕтиленові вуглеводні – АлкениСпособи одержанняХімічні властивостіЗастосування.Ацетиленові вуглеводні - алкіниСпособи одержанняХімічні властивостіЗастосування.Ароматичні вуглеводні. АрениСпособи одержання

Зміст 7

146Хімічні властивостіРозділ 1 8

Розділ 1

Основні поняття та закони хімії

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЇ Найважливіші поняття атомно-молекулярного вчення

АтомМолекула

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

Визначення валентностей та складання формул за валентностямямиелементів

Фізичні одиниці в хімії Практична частина

Ключові терміни:

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

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЇ

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

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

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

Атом

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

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

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

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

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

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

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

Рис. 1.1 – Схематичне зображення атома

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

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

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

Розділ 1 9

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

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

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

Наприклад, відносні атомні маси елементів Гідрогену і Урану дорівнюють:

Молекула

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

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

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

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

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

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

1.3 Хімічний елемент

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Розділ 1 10

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

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

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

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

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

Прості та складні речовини. Алотропія

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Визначення валентностей та складання формул за валентностямями елементів

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

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

Аx Вy

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

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

m nАx Вy

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

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

Розділ 1 11

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

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

Cr2O3

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

Cr O3

2. Скласти формулу сполуки по відомих валентностях.

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

ІІІ 6 ІІ

А В

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

ІІІ 6 ІІА2

В3Таким чином формула буде мати вигляд А2В3

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Формула : KMnO4

Фізичні одиниці в хімії

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

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

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

12г дорівнює

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

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

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

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

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

речовини до кількості речовини, яка відповідає цій кількості:

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

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

залежністю

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

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

Розділ 1 12

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

Практична частина

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

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

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

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

17 г/моль.

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

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

Приклади розрахункових задач

Ключові терміни:

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

ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЇ

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Розділ 1 13

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

1. Закон сталості складу

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

(СхНу) = 2(СН3) = С2Н6.

Закон Авогадро

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

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

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

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

Розділ 1 14

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

1. Основні газові закони

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

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

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

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

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

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

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

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

Приклади розрахункових задач

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

Розв’язок:V = 112 мл = 0,112 л,

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

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

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

формулами:

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

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

DН2(газу)= 28г/моль : 2 г/моль = 14

Будова атома. Періодична система елементів 15

Будова атома. Періодичнасистема елементів

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

Перші моделі атома Ядро атома

Властивості електрона в атоміПрактична частина

БУДОВА АТОМА. АТОМНЕ ЯДРО. ПРИРОДА ЕЛЕКТРОНА

Атом – складна система

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

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

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

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

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

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

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

Перші моделі атома

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

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

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

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

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

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

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

Будова атома. Періодична система елементів 16

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

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

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

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

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

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

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

Результатом числених дослідів стала планетарна модель будови атома Резерфорда

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

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

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

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

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

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

та негативно зарядженої електронної оболонки .

Рис.3.6 – Схема будови атома

Електронейтральність атома забеспечується тим, що заряд ядра і загальний заряд

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

Рис. 3.7 – Розміри атома і ядра

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

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

Будова атома. Періодична система елементів 17

Ядро атома

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

Таблиця 3.1 – Субатомні частинки

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

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

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

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

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

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

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

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

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

11NaAr = 22,99Натрій

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Будова атома. Періодична система елементів 18

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

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

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

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

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

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

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

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

Рис. 3.8 – Схема розвитку цепної реакції Урану-235

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

хімічних реакціях він залишається незмінним, але електронна оболонка піддаєтьсяперегрупуванню.

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

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

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

Будова атома. Періодична система елементів 19

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Практична частина

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

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

GaAr = 69,72галій

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

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

Будова атома. Періодична система елементів 20

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

ЕЛЕКТРОННА ОБОЛОНКА. ЕЛЕКТРОННІ СТРУКТУРИ АТОМІВАтомні орбіталі

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

Складання електронних формул і електронно-графічних схемПрактична частина.

Ключові терміни:

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

ЕЛЕКТРОННА ОБОЛОНКА. ЕЛЕКТРОННІ СТРУКТУРИАТОМІВ

Атомні орбіталі

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

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

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

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

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

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

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

Будова атома. Періодична система елементів 21

Будова атома. Періодична система елементів 22

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

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

Одна орбіталь на s-підрівні

Три орбіталі на p-підрівні

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

Правила заповнення електронами атомних орбіталей

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

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

енергетичні рівні та підрівні заповнюються електронами у напрямку зростання їхенергій.

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

Будова атома. Періодична система елементів 23

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Складання електронних формул і електронно-графічних схем

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

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

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

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

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

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

1s

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

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

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

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

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

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

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

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

Будова атома. Періодична система елементів 24

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

3 21 р s

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

ТЕМА 5 25

14 належить до р-електронної родини.

ТЕМА 5

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

ТЕМА 5 26

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

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

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

1Н 1s1

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

2Не 1s2

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

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

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

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

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

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

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

24Cr [Ar] 4s13d5

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

29Сu [Ar] 4s13d10

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

ТЕМА 5 27

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

ТЕМА 5 28

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

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

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

зменшується атомний радіус;

зростає енергія йонізації;

зменшується спорідненість до електрона;

зростає електронегативність;

посилюються неметалічні властивості;

послаблються металічні властивості.

У межах підгруп періодичної системи теж спостерігається певна закономірність. Елементи

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

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

Період

Символелемента

Заряд

ядра

Радіус

атома, нм

Зовнішняелектроннаконфігурація

Символ

елемента

Зарядядра

Радіусатома,

нм

Зовнішняелектроннаконфігурація

IIIIIIVBVIVII

LiNaKRbCsFr

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

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

1. 2s1

2. 3s1

3. 4s1

4. 5s1

5. 6s1

6. 7s1

FClBrIAt-

+9+17+35+53+85-

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

-

1. 2s22p5

2. 3s23p5

3. 4s24p5

4. 5s25p5

5. 6s26p5

-

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

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

Приклад 5.1. Порівняти електронні структури валентних електронів для елементів підгрупи

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

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

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

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

ЕлементБудова зовнішнього тапредзовнішньогоелектронного шару

Електронна будовайона в найвищомуступені окиснення

Вищийоксид Кислота Сіль

Cl 2s22p63s23p5 Cl7+ 2s22p6 Cl2O7HClО4

Хлорна

КClO4Калій

перхлорат

Mn 3s23p64s23d5 Mn7+ 3s23p6 Mn2O7HMnО4Марганцева

КMnO4 Калійперманганат

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

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

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

Хімічний зв'язок 29

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

зростає атомний радіус;

змешується енергія йонізації;

зменшується спорідненість до електрона;

зменшується електронегативність;

послаблються неметалічні властивості;

посилюються металічні властивості.

5.4 Характер змінювання властивостей оксидів і гідроксидів

Змінювання властивостей хімічних елементів у межах періода зі зростанням порядкового

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

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

Символ

елемента

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Заряд

ядра атома

+11

+12

+13

+14

+15

+16

+17

+18

Зовнішняелектроннаконфігурація

3s1

3s2

3s23p1

3s23p2

3s23p3

3s23p4

3s23p5

3s23p6

Атомний

радіус, нм

0,189

0,160

0,143

0,118

0,110

0,102

0,099

0,054

Максимальнавалентність

І ІІ ІІІ IV V VI VI -

Вищі

оксиды та їхвластивості

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 -

Основнівластивості

Амфо-тернівласти-

востіКислотні властивості

Гідрати

оксидів(основи чикислоти)

NaOHСиль-

ний луг

Mg(OH)2Слабка

малороз-чиннаоснова

Al(OH)3Амфо-

тернаоснова

H2SiO3СлабкаНероз-

чиннакис-лота

H3PO4Кис-лота

серед-ньоїсили

H2SO4Силь–на

кис-лота

HСlO4Дуже

сильнакис-лота

-

Сполуки зГідрогеном

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок

Хімічний зв'язок 30

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 31

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

зв’язку як:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Рисунок 4.4 – Довжина зв’язку в молекулі Н2

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

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

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

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

Рисунок 4.6 – Утворення ковалентного зв’язкувідповідно до теорії Льюїса

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 32

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

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

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

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

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

[ВН4]¯ ):

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

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

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

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

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

Основні положення теорії гібридизації:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 33

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 34

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

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

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

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

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

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

Таблиця 4.1 – Геометрична конфігурація молекул залежно від типу гібридизації центральногоатома

Типгібридизації

Валентнийкут

Геометричнаконфігураціячастинки

Прикладисполук

Кількістьелектронних

парцентральногоатомаЗП* НП*

sp 180о

Лінійна

0=С=0,,

галогеніди Be,Zn, Co і Hg (II)

2 0

sp2 120о

Трикутна

BF3Атоми С в

етилені С2Н4,бензені С6Н6,

BCl3, AlF3

3 0

NO2¯

2 0

sp3 109028`

Тетраедрична

СН4Атоми С в

СCl4 і в насиченихвуглеводняхCnH2n+2,

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

4 0

NН3

3 1

Н2O

2 2

sp2dабоdsp2

900

Квадратна

[Ni(CN)4]2–,[PtCl4]2–

4 0

sp3dабоdsp3

90о, 120о

PCl5

5 0

SF4

4 1

ClF3

3 2

2 3

Хімічний зв'язок 35

Тригональнабіпираміда

XeF2

sp3d2

абоd2sp3

90о

Октаедрична

SF6[Fe(CN)6]3–,

[CoF6]2–

6 0

BrF5

5 1

XeF4

4 2

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 36

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 37

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 38

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 39

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 40

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

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

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

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

Дальнодіючі хімічні зв’язки умовно поділяються на такі групи:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 41

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

Звичайно водневий зв’язок поділяють на два типи:

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

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

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

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

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

ІІ. Тодіm·1 = ІІ·1, звідки m = ІІ:

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

m·2 = ІІ·3, звідки m = III:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 42

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Хімічний зв'язок 43

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

(…2s12p3):

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

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

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

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

Окисно-відновні реакції 44

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

Окисно-відновні реакції

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

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

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

9.4. Приклади розв’язання типових задач

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Окисно-відновні реакції 45

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

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

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

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

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

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

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

, тому атом N набуває вже позитивного ступеня окиснення:

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

дорівнювати нулю, набувати цілочислових або дробових значень, наприклад:

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

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

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

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

.Розглянемо горіння металевого магнію за рівнянням

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

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

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

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

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

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

Окисно-відновні реакції 46

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

Окисник: – відновлення,Відновник: – окиснення.

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

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

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

Рисунок 9.4 Взаємозалежність процесів окиснення та відновлення

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

Окисно-відновні реакції 47

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

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

9.2.1. Типові відновникиДо типових відновників належать такі групи сполук.

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

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

Е0 – nē → E+n.Ме0 – nē → Ме+n.

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

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

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

ступені окиснення, наприклад:

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

9.2.2. Типові окисникиДо типових окисників належать такі групи сполук.

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

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

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

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

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

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

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

Окисно-відновні реакції 48

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

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

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

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

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

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

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

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

бути лише відновником і здатний тільки окиснюватися, наприклад:

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

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

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

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

Окисно-відновні реакції 49

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

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

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

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

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

фосфор:

сірка:

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

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

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

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

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

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

Наприклад:

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

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

Окисно-відновні реакції 50

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

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

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

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

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

4Al0 – 12ē → 4Al+3

3О20 + 12ē → 6О–2

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

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

взаємодії калій дихромату з концентрованою соляною (хлоридною) кислотою.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Окисно-відновні реакції 51

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

б) визначаємо ступені окиснення елементів в сполуці:

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

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

в) визначаємо ступені окиснення елементів у сполуці:

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

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

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

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

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

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

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

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

Розділ 2 52

балансу матиме вигляд:

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

У правій частині продукт повторюється двічі (3Cl02 + Cl02), тому необхідно скласти його іскоротити електрони:

6Cl–1 + 2Cl+3 → 4Cl02.Очевидно, що одержані коефіцієнти потребують скорочення на два:3Cl–1 + 1Cl+3 → 2Cl02.Виходячи з наведених викладок, можна прийти до висновку: якщо окисненню та

відновленню піддаються атоми одного елемента, що входять до складу різних вихіднихреагентів, але утворюють внаслідок реакції єдиний спільний продукт, то немає необхідностіподвоювати кількість атомів в рівняннях електронного балансу. Тому правильнішим будескладання кожної напівреакції з розрахунку тільки на один атом:

Визначені таким шляхом коефіцієнти переносимо у рівняння окисно-відновної реакції. Прицьому коефіцієнт 1 не ставиться, а решту коефіцієнтів (перед формулою H2O) знаходятьметодом підбору, аналізуючи кількості атомів Н і О до і після реакції:

HClO2 + 3HCl → 2Cl2 + 2H2O.Приклад 9.8. Виходячи із ступенів окиснення атомів елементів у запропонованих схемах,

визначити, до якого типу окисно-відновних реакцій належить кожна з них:а) K3[Cr(OH)6] + K2O2 → K2CrO4 + KOH + H2O;б) NH4NO3 → N2O + H2O;в) Au(NO3)3 → Au + NO2 + O2;г) H2S + SO2 → S + H2O;д) H3PO3 → PH3 + H3PO4.Розв’язок. Для встановлення належності окисно-відновної реакції до певного типу необхідно

визначити ступені окиснення елементів і проаналізувати, до складу яких речовин входять атомиелементів, що змінили свої ступені окиснення. Для спрощення ходу розв’язування завдань далібудуть вказані ступені окиснення тільки для елементів-окисників і елементів-відновників.

а) Елемент-окисник (O–1) і елемент-відновник (Cr+3) входять до складу молекул різних сполук– K2O2 і K3[Cr(OH)6], тому тип реакції – міжмолекулярна ОВР:

б) Елемент-окисник (N+5) і елемент-відновник (N–3) мають різні ступені окиснення, алевходять до складу однієї речовини (NH4NO3), тому реакція проходить за типомвнутрішньомолекулярної конмутації:

в) Елементи-окисники (Au+3 і N+5) і елемент-відновник (O–2) входять до складу однієї сполуки(Au(NO3)3), але належать до різних елементів, тому тип реакції – внутрішньомолекулярна ОВР:

г) Атоми окисника (S+4) і атоми відновника (S–2) входять до складу різних сполук, аленалежать одному елементу – сульфуру, тому реакция протікає за типом міжмолекулярноїконмутації:

д) Атоми окисника (P+3) і атоми відновника (P+3) не тільки входять до складу однієї сполуки(H3PO3) і належать до одного елемента – фосфору, але й виявляють однаковий ступіньокиснення (+3), тому тип цієї ОВР – диспропорціонування:

Розділ 2

Класи неорганічних речовин

ОКСИДИ Класифікація сполук Класифікація та номенклатура оксидів Фізичні властивості оксидів

Розділ 2 53

Хімічні властивості Одержання та застосування оксидів Практична частина

ОКСИДИ

Класифікація сполукПід класифікацією сполук розуміють віднесення до певних класів чи груп багаточисленних ірізноманітних речовин, які мають спільні властивості,.

Атоми хімічні елементів, сполучаючись один із одним різними способами, у різній кількості та врізній послідовності, утворюють індивідуальні речовини, які залежно від складу поділяються напрості та складні (рис.8.1). Прості речовини – метали, неметали і напівметали – складаютьвідносно невелику групу: з урахувнням алотропних модифікацій їх відомо близко 500. А складніречовини, яких згідно з різними оцінками нараховується 10-17 мільонів, подідяються нанеорганічні та органічні. Неорганічні, або мінеральні (тобто ті, що у більшості походять знеживої природи) у свою чергу поділяються на класи. Основними класами є оксиди, основи,кислоти і солі. Обов’язково слід пам’ятати, що

оксигенвмістні кислоти і основи звичайно об’єднуюються однією спільною назвою –гідроксиди,

тобто такі сполуки, що складаються з відповідного оксиду і води, наприклад, основу Fe(OH)3можна розглядати як комбінацію чи сполучення Fe2O3.H2O, а кислоту H2SO4 – як SO3.H2O.

Рисунок 8.1 – Спрощена класифікація неорганічних речовин.Позначення: М – метал, An – кислотний залишок, x і y – індекси Однак така класифікація не може вважатися вичерпною, оскільки вона не охоплює

представників інших груп, наприклад, бінарні сполуки, молекули яких складаються з атомівдвох різних елементів. Серед них найчастіше зустрічаються:

– Гідрогенвмістні сполуки (за винятком кислот) – вода Н2О і гідриди металів (NaH, CaH2, AlH3);– Нітрогенвмістні – амоніак (NH3) і нітриди (Na3N, Mg3N2);– бінарні сполуки Фосфору – фосфін (PH3) і фосфіди (Na3P, Ba2P3);– Сульфурвмісні – сірководень (H2S) і сульфіди (або халькогеніди: K2S, FeS, As2S3);– бінарні сполуки Карбону – вуглеводні CxHy та карбіди (Ca2C2, Al4C3, Ag2C2);– бінарні сполуки Силіцію – силан (SiH4) і силіціди (MgSi2) тощо.Не ввійшли до цієї класифікації також групи бінарних сполук, які містять атоми Оксигену в

ступенях окиснення, що не дорівнюють –2.Особливе місце серед складних сполук посідає вода, яку формально можна віднести до різних

класів, наприклад: до оксидів (Н2О) – завдяки атому Оксигену(–2), сполученому з атомамиіншого елемента; до основ (НОН) – оскільки до складу молекули входить гідроксильна групаОН–; і навіть до кислот (НОН) – тому що містить атом Н, сполучений з іншою атомною групою іздатний заміщатися на метал.

Класифікація та номенклатура оксидівМайже всі елементи утворюють сполуки з Оксигеном, однак не кожна з них належить дооксидів, наприклад, Гідроген пероксид (Н2О2–1), Калій надпероксид (К2О4–1/2), Натрій озонід(NaO3–1/3), Оксиген флуорид (O+2F2) теж містять атоми Оксигену у різних ступінях окиснення,однак відносяться до інших класів неорганічних речовин. Оксидом вважається лише такасполука, в якій атоми Оксигену не сполучені між собою і перебувають у ступені окиснення –2,наприклад: Na2O–2, BaO–2 та ін.

Оксиди – це складні неорганічні сполуки, що містять атоми двох елементів, одним з якихєОксиген у ступені окиснення –2.

Для зображення взаємного розташування атомів в оксиді та характеру зв’язків між нимивикористовують графічні формули, які складаються з урахуванням валентностей елементів.При цьому слід пам’ятати, що символи одного елемента необхідно розміщувати так, щободнойменні атоми не були сполучені один із одним. Наприклад, графічні формули оксидів, в якихатоми елемента виявляють різні валентності мають такий вигляд:

– оксиди одно-, двох- і три- і чотиривалентних елементів Na2О, NО, Al2О3 і CО2 відповідно

– оксиди п‘яти- і шестивалентних елементів P2O5 і SO3 відповідно

, ,– оксиди елементів з більш високими валентностями – сім і вісім – Mn2O7 і OsO4 відповідно

, .Згідно із сучасними вимогами міжнародної номенклатури назви оксидів складаються з назви

елемента в називному відмінку і слова «оксид». Якщо елемент утворює декілька оксидів,вказується валентність елемента римською цифрою в дужках після назви елемента: NO –Нітроген (ІІ) оксид, MnO2 – Манган (IV) оксид, але ВаО – Барій оксид без зазначення валентності,оскільки у Барію вона постійна і дорівнює ІІ. Однак корисно знати й назви окремих оксидів

Розділ 2 54

відповідно до тривіальної номенклатури (тобто такої, що склалася історично), наприклад:сурик (Pb3O4), гльот (PbO), палена магнезія (MgO), залізна окалина (Fe3O4), негашене вапно(CaO), білий миш’як (As2O3), веселячий газ (N2O), чадний газ (СО) тощо. Крім того, для кислотнихоксидів інколи застосовується ще й напівсистематична номенклатура: назви цієї групи оксидівпоходять від назви відповідної кислоти з додаванням слова «ангідрид», наприклад,сульфатний ангідрид SO3, фосфатний ангідрид P2O5, силікатний ангідрид SiO2, оскількінаведені оксиди відповідають гідроксидам, тобто оксигенвмісним кислотам: сульфатній H2SO4,фосфатній H3PO4, силікатній H2SiO3.

Оксиди поділяються за хімічними властивостями на дві групи: солетворні і несолетворні, акожну групу в свою чергу поділяють ще на декілька підгруп.

– Несолетворні оксиди не мають своїх гідроксидів (кислот чи основ) і не вступають уреакції йонного обміну. Серед несолетворних оксидів виділяють підгрупу індиферентніх(наприклад: СО, NO, N2O, SiO). Проте індиферентні вони лише в розумінні звичайногосолеутворення. Взагалі в хімічні реакції несолетворні оксиди вступають, але солей при цьому неутворюють.

– Солетворні оксиди в свою чергу поділяються на кислотні, основні та амфотерні (рис. 8.2).Такий поділ ґрунтується на відмінності властивостей утворених ними гідратів. Також виділяютьгрупу складних солеподібних оксидів. До них належать подвійні оксиди металів, що містять усвоєму складі елемент у різних ступенях окиснення, наприклад, Fe3O4 (або FeO·Fe 2O3), Co3O4(або CoO· Co2O3), Pb3O4 (або PbO2·2PbO), Pb2O3 (або PbO2·PbO). До солеподібних оксидіввідносяться й змішані оксиди, до складу яких входять атоми металів і неметалів, наприклад,тальк 3MgO·4SiO2·H2O, смарагд 3BeO·Al2O3·6SiO2. Однак властивості солетворних оксидів уцьому розділі розглядати недоречно – доцільніше зробити це при вивченні розділів, присвячениххімії відповідних елементів.

Рисунок 8.2 – Класифікація солетворних оксидів – Основними називають оксиди типових металів, яким відповідають основи. Наприклад,

оксидам Na2O, Cu2O, MgO відповідають основи NaOH, CuOH, Mg(OH)2. Основні оксидиутворюються лише металами у ступенях окиснення +1, +2.

– Кислотними називають оксиди, яким відповідають кислоти. Наприклад, SO2, SO3, СО2,Р2О5, яким відповіають кислоти H2SO3, H2SO4, H2CO3, H3PO4. Кислотні оксиди утворюютьсянеметалами і деякими металлами у високих ступеяхь окиснення (+5, +6, +7). Наприклад CrO3 –кислотний оксид, йому відповідає хроматна кислота H2CrO4. Кислотні оксиди називаютьсяангідридами, що у перекладі означає «без води», наприклад, внаслідок відщеплення води відсульфітної кислоти H2SO3 (або SO2.H2O) утворюється сульфітний ангідрит – Сульфур (IV) оксидSO2.

– Амфотерні – це оксиди p- чи d-металів, які залежно від умов здатні виявляти властивостіяк основних, так і кислотних оксидів. Серед оксидів металів єдиним амфотерним оксидом єБерилій Амфотерним оксидам відповідають амфотерні гідроксиди, наприклад, оксидам ZnO,AI2O3, Cr2O3 відповідають амфотерні гідроксиди Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3.

Для визначення групи і підгрупи, до яких належить той чи інший оксид, корисно звернутисядо схеми, поданої на рис. 8.3.

Рисунок 8.3 – Визначення належності оксиду до певного типу

Фізичні властивості оксидівЗа своїми фізичними властивостями оксиди дуже різноманітні. За звичайних умов вониперебувають у різному агрегатному стані, наприклад, основні оксиди Na2O, CaO, FeO, Fe 2O3ікислотні оксиди As2O3, As2O5, P2O5 – тверді речовини, СО2, NO2, SO2 – газоподібні, N2O5, SO3 –рідкі. Густина, температури плавлення і кипіння оксидів теж змінюються у дуже широких межах.

Оксиди можуть мати як молекулярну будову, так і немолекулярну будову. Основні таамфотерні оксиди здебільшого є твердими кристалічними речовинами йонної структури, увузлах кристалічної решітки яких розміщуються йони металів, достатньо міцно зв’язані з оксид-йонами О2–. Така будова пояснює високі температури плавленння і кипіння основних іамфотерних оксидів. Більшість з них виявляє стійкість до високих температур (за винятком HgOі оксидів благородних металів) і не розчиняється у воді, крім оксидів лужних і лужноземельнихметалів, розчинення яких супроводжується хімічною взаємодією з нею і утворенням лугів. Щодоздатності кислотних оксидів розчинятися у воді та виявляти стійкість до високих температур,то у цьому відношенні для них притаманні індивідуальні властивості, які слід розглядати окремовідносно до кожного оксиду.

Хімічні властивостіХімічні властивості оксидів досить різноманітні, вони залежать від того, до якого типуналежить конкретний оксид, а також від його природи і будови. Особливо це стосуєтьсянесолетворних і солеподібних оксидів, хімічні ознаки яких необхідно розглядати окремо длякожної сполуки. Однак для групи солетворних оксидів все ж таки можна визначити деякіузагальнюючі характеристики (табл. 8.1).

Таблиця 8. 1 – Хімічні властивості солетворних оксидів

Основні оксиди

Кислотні оксиди Амфотерні оксиди

1. Відношення до водиЗ водою взаємодіютьтільки оксиди лужних ілужно-земельних

Більшість кислотних оксидіввзаємодіє з водою з утворенням

Розділ 2 55

лужно-земельнихметалів, утворюючигідроксиди (луги):

Na2O + H2O→ 2NaOH;СаО + H2O →Са(ОН)2.Оксиди інших

металів з водою нереагують:

FeO + H2O → реакціяне проходить.

оксигенвмісних кислот:SO3 + H2O → H2SO4;SO2 + H2O → H2SO3.Окремі кислотні оксиди залежно

від умов внаслідок реакції з водоюздатні давати різні кислоти:

Р2О5 + H2O →2НРО3;Р2О5 + 2H2O →Н4Р2О7;Р2О5 + 3H2O →2Н3РО4.

Амфотерні оксиди з водою невзаємодіють:

ZnO + H2O → реакція непроходить.

2. Реакції з кислотами

З кислотами основніоксиди вступають уреакцію нейтралізації,продуктами якої є сіль івода:

Na2O + 2HСl→2NaCl+H2O;

СаО +2HNO3→Ca(NO3)2+ H2O.

Кислотні оксиди не взаємодіють зкислотами:

SO3 + HCl→ не реагує.Винятком є реакції, в яких

виявляються гігроскопічнівластивості деяких кислотнихоксидів, здатних відщеплювативоду від нестійких оксигенвміснихкислот, наприклад:

P2O5 + 6HNO3 + 2H2O →2H3PO4+ 3N2O5,

а також окисно-відновні реакції(див. пункт 5).

При дії кислот амфотерніоксиди виявляють основнівластивості, тобто зкислотами поводять себеподібно до основних оксидів,утворюючи сіль і воду:

Al2O3 + 3H2SO4� Al2(SO4)3 +3H2O;

ZnO + 2HCI � ZnCI2 + H2O.

3. Взаємодія з лугами

Основні оксиди злугами, а тим паче ізслабкими основами невзаємодіють ніколи:

К2O + NaOH→реакція не проходить.

Кислотні оксиди вступають злугами у реакцію нейтралізації зутворенням солі та води:

SO3 + 2NaOH→ Na2SO4+H2O;CO2 + Ca(OH)2 →CaCO3 + H2O.Якщо оксиду відповідає

багатоосновна кислота, томожуть утворюватися не тількисередні, але й кислі солі,наприклад:

Р2О5 + 6КОН �2К3РО4 + 3H2O;Р2О5 + 4КOН �2К2НРО4 + H2O;Р2О5 + 2КOН + H2O �2КН2РО4.

При сплавленні амфотернихоксидів з лугами утворюютьсясередні солі:

Al2O3 + 2NaOH→t 2NaAlO2 +H2O;

ZnO + 2KOH →t K2ZnO2 +H2O.

При дії на амфотерні оксидиводними розчинами лугівутворюються комплексні солі:

Al2O3 + 4КOН + 3H2O→2K3[Al(OH)6];

ZnO + 2КOН+ H2O�K2[Zn(OH)4].

4. Реакції між оксидамивідбуваються дуже різноманітно: основні і кислотні оксиди здебільшого взаємодіють між

собою з утворенням солей, а обидві ці групи вступають у реакції сполучення ще і замфотерними оксидами відповідно до прикладів, наведених нижче:З кислотнимиоксидами:

К2O + CO2→tK2CO3;СаО + CO2→tCaCO3.З амфотерними

оксидами:Na2O + BeO →t

Na2BeO2;Na2O + Al2O3 →t

2NaAlO2.

З основними оксидами:SO2 + CaO → CaSO3;Р2О5 + 3Na2O → 2Na3PO4.З амфотерними оксидами:SO3 + BeO →t BeSO4;3SO3 + Al2O3 → Al2(SO4)3.

З кислотними оксидами:Cr2O3 + CaO →t Ca(CrO2)2;З основними оксидами:ZnO + Na2O →t Na2ZnO2.

5.Окисно-відновні реакції за участю оксидівДля основних оксидівнайбільш характерноює реакція їхвідновленння задопомогою сильнихвідновників,наприклад:

Fe2+3O3+ 2Al0 →t

2Fe0+ Al2+3O3;3Cu+2O + 2N–3H3

→t3Cu0 + N20+ 3H2O.Однак якщо метал в

оксиді може виявлятий більш високі ступеніокиснення, то такийоксид здатнийокиснюватися:

4Fe+2O + O20→t

2Fe2+3O3–2.

Кислотні оксиди, що містятьелемент у вищому ступеніокиснення, при взаємодії звідновниками виявлять окиснівластивості:

S+6O3 + 2НІ–1→ І20 + S+4O2+Н2О;

S+4O2+ 2Н2S–2→3S0 +2Н2О.Якщо елемент перебуває у

проміжному ступені окиснення, топри взаємодії з окисникамикислотні оксиди поводять себе яквідновники:

5S+4O2+2HI+5O3+4Н2О→5H2S+6O3+І20.

Майже всі амфотерні оксидиздатні вступати у реакціївідновлення:

Pb+2O + C+2O →t Pb0 +C+4O2.

Окиснення характернопереважно для амфотернихоксидів, утворених металом упроміжному ступені окиснення,наприклад:

Cr2+3O3 + 3Br20 + 10NaOH →→2Na2Cr+6O4 + 6NaBr–1

+5Н2О.

У табл. 8.1 не наведені відомості щодо кислотних оксидів NO2 і SiO2, які мають свої спеціфічніособливості. Так, Нітроген (ІV) оксид є ангідридом двох кислот одночасно, а саме: нітратноїHNO3 і нітритної HNO2, тому при розчиненні його у воді одразу утворюється суміш двох названихкислот, а при взаємодії з лугом – суміш двох солей згідно з рівняннями реакцій:

2NO2 + H2O→ HNO3+ HNO2,2NO2 + 2NaOH→ NaNO3+ NaNO2 + H2O.Інший згаданий оксид – Силіцій оксид (ІV) SiO2 – з водою не взаємодіє і не розчиняється навіть

у концентрованих розчинах лугів:SiO2+ H2О → реакція не проходить,SiO2+ 2NaOH → Na2SiO3+ H2O реакція відбувається при нагріванні.

Одержання та застосування оксидівСпособи добування оксидів недоречно поділяти залежно від того, до якої групи належитькожний оксид. Зручніше розглянути їх разом (табл. 14.2).

Таблиця 8.2 – Способи одержання оксидівПряме окиснення простих речовин в атмосфері кисню

Необхідно знати, що цей метод неможливо застосувати для добування оксидів лужнихметалів, оскільки при контакті з киснем лужні метали перетворюються на пероксиди інадпероксиди:

2Na + O2 → Na2O2,

Розділ 2 56

2K + 2O2 → K2O4.Винятком є літій, який окиснюється киснем до оксиду:2Li + O2 → Li2O.

Окисненняметалів 2Mg + O2 →2MgO

Окисненнянеметалів

S+ O2 → SO2;2As + 3O2 → 2As2O3

Окиснення чи горіння бінарних гідрогенвмісних сполукВуглеводнів,наприклад,метану

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Гідрогенсульфіду(сірководню)

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O

Амоніаку 4NH3 + 5O2 →t 4NO + 6H2OФосфіну 2PH3 + 3O2 →t P2O3 + 3H2OОбпалювання сульфурвмісних бінарних сполукСульфідів 2ZnS + 3O2→ 2ZnO + 2SO2Персульфідів 4FeS2 + 11O2 →2Fe2O3 + 8SO2Розкладання при нагріванні оксигенвмісних речовинОснов

Винятком єгідроксидилужних металів,які принагріванні нерозкладаються,а піддаютьсяфазовомуперетворенню –з твердогоагрегатногостану в рідкий,а також основаNH4OH, прирозкладанніякого оксиди неутворюються

Cu(OH)2 → CuO + H2O;2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

Кислот

H2SiO3 → SiO2 + H2O;4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2

Середніх солей(особливонітратів ікарбонатів)

BaCO3→BaO + CO2;2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2;2AgNO3→2Ag + 2NO2 + O2;4FeSO4 → 2Fe2O3 + 4SO2 + O2

Кислих солей Ca(HCO3)2 →CaO + 2CO2 + H2O;Основних солей (ZnOH)2CO3 →2ZnO + CO2 + H2OОксиди широко використовуються в самих різних галузях промисловості, будівництва ісільського господарства. Наприклад, з багатьох основних і амфотерних оксидів одержуютьчисті метали. АІ2О3 – дуже тверда речовина, її використовують для механічної обробки металів.Кальцій оксид СаО і Силіцій (IV) оксид SiO2 – складові будівельних матеріалів і сировини дляодержання скла. Карбон (ІІ) оксид СО горить з виділенням великої кількості тепла. Йоговикористовують як паливо, а також у ролі відновника при виплавлянні чавуну та сталі. Деякіоксиди широко застосовуються у лако-фарбному виробництві.

Практична частинаПриклад 8.1. Визначити належність до певної групи чи підгрупи таких оксидів: а) Барій оксид;б) Карбон (ІІ) оксид; в) Ванадій (V) оксид; г) Кобалт (ІІІ) оксид; е) Йод (V) оксид.

Розв’язок: а) Барій є типовим металом, виявляє валентність ІІ. Виходячи із схеми (рис. 14.3),стверджуємо, що ВаО – основний оксид; б) Карбон – неметал, а оксиди неметалів можуть бутиабо кислотними, або несолетворними. Оксид СО як раз входить до переліку несолетворних; в)Ванадій розміщуються у побічній підгрупі періодичної системи елементів Менделєєва, отже він єметалом. Однак, якщо валентність металу V і вище, то його оксид кислотний, тобто V2O5 –кислотний оксид; г) Кобалт – метал, що зрозуміло навіть без періодичної таблиці. За схемоювідшукуємо: якщо валентність металу дорівнює ІІІ і ІV, то він виявляє амфотерні властивості.Отже, скоріш за все Со2O3– амфотерний оксид; е) Йод – типовий неметал, тому перевіривши запереліком несолетворних оксидів, в яких І2О5 відсутній, доходимо висновку, що І2О5 – кислотнийоксид.

Приклад 8.2. Серед оксидів – SO3, P2O5, CO, MgO, CrO3, CrO, Cr2O3, SiO2 – зазначте ангідридикислот і наведіть їх формули.

Розв’язок: Ангідридами називаються кислотні оксиди, яким відповідає оксигенвміснакислота, що містить центральний атом в тій же валентності, що й в оксиді. Кислотнимиоксидами серед запропонованого ряду є ті, що мають у якості центрального атома атоминеметалів чи металів з досить високою валентнісю. До таких належать: Сульфур (VI) оксид SO3,Фосфор (V) оксид P2O5, Хром (VI) оксид Cr2O3, Кремній (IV) оксид SiO2. Цим оксидам вдповідаютькислоти: сульфатна H2SO4, фосфатна H3PO4, хроматна H2CrO4, силікатна H2SiO3.

Приклад 8.3. Які з оксидів – Na2O, SO3, ZnO, СО, ВаО – здатні при розчиненні взаємодіяти зводою? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: Серед вказаних оксидів у воді не розчиняються, а отже і не взаємодіють з неютакі оксиди: амфотерний ZnO і несолетворний СО. Інші оксиди вступають у реакцію з водою засхемами:

Na2O+Н2О→NaOH,SO3 +Н2О→ H2SO4,ZnO +Н2О→реакція не проходить,CO+Н2О→реакція не проходить,ВаО+Н2О→Ba(OH)2.Приклад 8.4. Які з оксидів – SO3, Al2O3, ZnO, Na2O, SO2, ВаО, CO2 – здатні взаємодіяти з

лугом? Складіть рівняння відповідних реакцій.Розв’язок: Оксиди SO3, SO2, CO2 належать до кислотних оксидів, тому вступають з лугом у

реакцію нейтралізації з утворенням солі та води. Амфотерні оксиди Al2O3, ZnO теж взаємодіютьз лугами, а основні оксиди ВаО, Na2O з лугами не реагують. Рівняння відповідних реакційматимуть вигляд:

Розділ 2 57

SO3+ 2NaOH → Na2SO4+2H2O,Al2O3+ 2NaOH +2H2O →2Na[Al(OH)4],ZnO + 2NaOH →Na2[Zn(OH)4],Na2O + NaOH → реакція не проходить,SO2+ 2NaOH →+ Na2SO3 +2H2O,ВаО+ NaOH → реакція не проходить.Приклад 8.5. Які з оксидів – ZnO, SO3, SiO2, Al2O3, Na2O, ВаО, CO2, Fe2O3. – можуть

взаємодіяти з хлоридною кислотою? Складіть рівняння відповідних реакцій.Розв’язок: Основні (Na2O, ВаО, Fe2O3) та амфотерні (Al2O3, ZnO) оксиди рвступають з

кислотами у реакцію нейтралізації, внаслідок якої утворюється сіль і вода. Кислотні оксиди(SO3, SiO2, CO2) з кислотами не взаємодіють.

SO3+ НСl →реакція не проходить,Al2O3+ 6НСl →2AlCl3 + 3H2O,Na2O+ 2НСl →2NaCl + H2O,ZnO+ 2НСl →ZnCl2 + H2O,SiO2+ НСl →реакція не проходить,ВаО+ 2НСl →BaCl2 + H2O,CO2+ НСl →реакція не проходить,Fe2O3+ 6НСl →2FeCl3 + 3H2O.Приклад 8.6. У результаті окислення 1,5г двовалентного металу добуто 2,1г його оксиду.

На підставі розрахунків визначте, який метал окиснюється.Розв’язок: Позначимо формули двовалентного металу та його оксиду через Ме і МеО

відповідно. Знайдемо масу Оксигену, що міститься в оксиді МеО:m(O) = m(MeO) – m(Me) = 2,1 – 1,5 = 0,6г.Складемо пропорцію і підставимо в неї відомі величини:m(O) / m(Me) = M(O) / M(Me)0,6 /1,5 = 16 / x,звідки x = 16 . 1,5 / 0,6 = 40.Таким чином, молярна маса двовалентного металу становить M(Me) = 40г/моль. Знаходимо в

періодичній системі метал з такою молярною масою. Це – кальлцій, оскільки M(Ca) = 40г/моль.Приклад 8.7. На розчинення суміші цинку та Цинк оксиду витратили 132,8мл хлоридної

кислоти з масовою часткою HCl, що дорівнює 20 %, і густиною розчину 1,1 г/мл. Газ, що прицьому виділився, спалили і одержали 3,6г води. Обчисліть масу Цинк оксиду в суміші.

Розв’язок: Запишемо рівняння реакцій:

1. Zn+ 2НСl →ZnCl2 + H2,2. ZnO+ 2НСl →ZnCl2 + H2O,3. 2H2 + O2 → 2H2O.

Виходячи з рівнянь реакції можна стверджувати:υ(Zn) =1/2 υ(HCl)(1), υ(ZnO) = 1/2 υ(HCl)(2).Для того, щоб розрахувати кількість речовини HCl, спочатку знайдемо масу розчину

хлоридної кислоти і масу HCl:mрозчину = ρ . V = 1,1. 132,8 = 146мл,m(HCl) = ω . mрозчину / 100% = 20 . 146 / 100 = 29,2г,υ(HCl) = m / M = 29,2 / 36,5 = 0,8моль.Отже, на реакції (1) і (2) витрачено усього кількості речовини HCl:υ(HCl) = υ(HCl)(1) + υ(HCl)(2).З іншого боку з співставлення коефіцієнтів у рівнянні реакції (1) видно, що υ(HCl)(1) = 2υ(H2). А

кількість речовини водню, у свою чергу, дорівнює кількості речовини води, що утвориласявнаслідок реакції (3) при спалюванні водню:

υ(H2) = υ(H2О) = m / M = 3,6 / 18 = 0,2моль.Тоді υ(HCl)(1) = 2υ(H2) = 2 . 02 = 0,4 моль, а на реакцію (2) пішло хлоридної кислотиυ(HCl)(2) = υ(HCl) – υ(HCl)(1) = 0,8 – 0,4 = 0,4 моль, тобто така сама кількість, що й на реакцію

(1).З цього випливає:υ(Zn) =1/2 υ(HCl)(1)= 1/2 . 0,4 = 0,2моль,υ(ZnO) = 1/2 υ(HCl)(2) = 1/2 . 0,4 = 0,2моль.Обчислимо маси Zn, ZnO і всієї сумішіm (Zn) = υ(Zn) . М(Zn) = 0,2 . 65 = 13,0г,m (ZnО) = υ(ZnО) . М(ZnО) = 0,2 . 81 = 16,2г,mсуміші = m (Zn) + m (ZnО) = 13,0 + 16,2 = 29,2г.Масова частка Цинк оксиду в суміші складає:ω(ZnО) = m (ZnО) / mсуміші = 16,2 / 29,2 = 0,55 (або 55%).

ОСНОВИ Класифікація та номенклатура оcновФізичні властивості основ Хімічні властивості основАмфотерні гідроксиди Одержання і застосування основ Практична частина

ОСНОВИ

Класифікація та номенклатура оcновОснови – це складні сполуки, що містять атоми металлу (або амоній-катіон NH4

+), сполучені зоднією чи декількома гідроксогрупами ОН– і мають загальну формулу Ме(ОН)х, де х – цевалентність металу.

З позицій теорії електролітичної дисоціації основи – це електроліти, внаслідок дисоціаціїяких утворюється єдиний вид негативно заряджених йонів – гідроксид-аніони ОН–. Паралельноз цим можуть утворюватися позитивно заряджені катіони металу (або амоній-катіон NH4+) чипозитивно заряджений залишок основи – так званий гідроксо-катіон, наприклад, ступеневадисоціації Ферум (ІІІ) гідроксиду, що проходить у три стадії, хоч і дуже незначною мірою,послідовно дає такі позитивно заряджені йони:

Fe(ОН)3→ (Fe(OH)2)+ + OH–,(Fe(OH)2)+ → (Fe(OH)2+ + OH–,

Розділ 2 58

(Fe(OH)2) → (Fe(OH) + OH ,FeOH+→ Fe3+ + OH–.Як видно з наведених рівнянь, при ступеневій дисоціації Fe(ОН)3 на кожній стадії, крім

гідроксильних груп OH–, утворюються ще основні продукти – залишки основ.Залишком основи називається позитивно заряджений йон, що утворюється внаслідок

відщеплення від молекули основи однієї чи декількох гідроксильних груп ОН–.У розглянутому прикладі утворилися такі залишки основ: Ферум (ІІІ) дигідроксо-катіон

(Fe(OH)2)+, Ферум (ІІІ) гідроксо-катіон (Fe(OH)2+, Ферум(ІІІ) катіон Fe3+.Формування назвгідроксокатіонів корисно запам’ятати для подальшого називання основних солей, які будутьрозглядатися в темі 17.

Згідно з вимогами міжнародної номенклатури назви основ утворюються з назви металу вназивному відмінку (або амоній-катіону NH4+), після чого у дужках слід зазначити йоговалентність або ступінь окиснення (для металів зі змінними валентностями), далі додаєтьсяслово „гідроксид”. Наприклад, Fe(OH)2 і Fe(OH)3 – відповідно Ферум (ІІ) гідроксид і Ферум (ІІІ)гідроксид. Однак, якщо метал виявляє постійну валентність у своїх сполуках, то її не вказують:Са(ОН)2 – Кальцій гідроксид, NH4OH – амоній гідроксид. Крім цього поширені й тривіальні назвиоснов. Так, для Кальцій гідроксиду використовується декілька тривіальних назв: твердийCa(OH)2 – гашене вапно, водна суспензія Ca(OH)2 – вапняне молоко, прозорий розчин Ca(OH)2 –вапняна вода. Луги NaOH і KOH часто називають їдким натром та їдким калі відповідно, розчинBa(OH)2 – баритовою водою. Амоній гідроксид NH4OH, формулу якого частіше записують увигляді NH3.H2O, називається аміачною водою, або нашатирним спиртом (зазвичай 10% розчин).

Класифікують основи за різними ознаками.1. Залежно від здатності розчинятися у воді основи поділяють на розчинні та нерозчинні у

воді (рис. 9.1). Розчинні основи називаються лугами, їх небагато. До них належать гідроксидилужних та лужноземельних металів: KOH, NaOH, LiOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2), а також амонійгідроксид NH4OH. Нерозчинних у воді основ – більшість. Це гідроксиди всіх р- і d-металів, атакож двох s-металів: Магній гідроксид Mg(OH)2 і Берилій гідроксид Be(OH)2.

Рисунок 9.1 – Класифікація основ за розчинністю у воді2. За ступенем дисоціації (тобто за здатністю сполуки розпадатися на йони у розчиненому чи

розплавленому стані) основи поділяються на сильні та слабкі. Сильних електролітів серед основнебагато, вони майже повністю збігаються з розчинними основами, за винятком амонійгідроксиду NH4OH. Серед слабких електролітів – нерозчинні у воді основи і NH4OH.

3. За кислотністю основи поділяютья на однокислотні, що містять одну гідроксогрупу (KOH,NaOH, LiOH, CsOH, NH4OH), двохкислотні з двома гідроксогрупами (Mg(OH)2, Cu(OH)2),трикислотні (Fe(OH)3, Al(OH)3), та багатокислотні, які зустрічаються надзвичайнорідко(Mn(OH)4, Ti(OH)4).

Фізичні властивості основЗа звичйних умов основи – йонні кристалічні речовини, крім амоній гідроксиду NH4OH, що існуєтільки в розчині. Всі розчинні основи – луги – мають характерний смак, мильні на дотик, дужеїдкі. Вони роз’їдають шкіру, папір та інші матеріали. Густина, температури плавлення та кипінняоснов змінюються в широких межах.

Всі основи по-різному забарвленні. Наприклад: луги білого кольору, Cu(OH)2 – блакитного,Fe(OH)3 – бурого, Ni(OH)2 – яблунево-зеленого, α-модифікація Со(ОН)2 – синього, а β-модифікація– рожевого (рис.9.2).

Рисунок 9. 2 – Забарвлення деяких основ: а) Кальцій гідроксид; б) Купрум (ІІ) гідроксид; в)Ферум (ІІІ) гідроксид; г) Нікол (ІІ) гідроксид; д) β-Кобалт (ІІ) гідроксид

Хімічні властивості основОснови не є абсолютно ідентичними сполуками за своєю реакційною здатністю. Луги виявляютьвисоку хімічну активність і вступають у взаємодію з багатьма представниками різних класівсполук. Нерозчинні гідроксиди, навпаки, в хімічному відношенні малоактивні, як це випливає зтабл. 15.1

Таблиця 9.1 – Основні хімічні властивості основДія на індикатор

Завдяки наявності в розчинах основ гідроксильних груп OH– спостерігається забарвлення індикаторів

Лакмус – синій,Метиловий оранжевий – жовтий,Фенолфталеїн – малиновий

Відношення до кислот

Основи вступають з кислотами в реакцію нейтралізації.Винятком є відношення дуже слабких основ до дуже слабкихкислот – у цьому випадку взаємодія відбувається не завжди

КОН + НСІ →КСІ + Н2О,Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O,однак Cu(OH)2 + HCN → реакція не проходить

Взаємодія з кислотними оксидамиЛуги реагують з більшістю кислотних оксидів. Однакособливо стійкі кислотні оксиди у лугах розчиняються лишепри нагріванні, наприклад, SiO2

6КОН + Р2О5 →2К3РО4 + 3Н2О,Са(ОН)2 + СО2 →СаСО3 + Н2О,SiO2+ 2NaOH → Na2SiO3+ H2O реакція відбувається при

нагріванніВзаємодія з амфотерними оксидами і гідроксидамиЦю властивість виявляють луги, при сплавленні яких здвовалентними амфотерними металами утворюються середнісолі загального вигляду Na2MeO2, а з тривалентними –NaMeO2. Якщо на амфотерні оксиди і гідроксиди діятирозчинами лугів, то утворюються комплексні солі: здвовалентним металом –Na2[Ме(OH)4], а тривалентними –

2NaOH + ZnO →t Na2ZnO2 + Н2О,2NaOH + ZnO + Н2О→Na2[Zn(OH)4],2NaOH + Al2O3 →t 2NaAlO2 + Н2О,2NaOH + Al2O3 + 3Н2О→2Na[Al(OH)4]

Розділ 2 59

Na3[Ме(OH)6] чиNa[Ме(OH)4]

2NaOH + Al2O3 + 3Н2О→2Na[Al(OH)4]

Реакції з розчинами солейЦя властивість притаманна головним чином для лугів, якіреагують з середніми солями. Умовою взаємодії єнеоборотність реакції, тобто випадіння осаду, виділення газучи утворення слабкого електроліту. Слабкі основи тежможуть вступати в реакції йонного обміну, якщо внаслідокцього утворюється сіль, що має значно меншу розчинністьпорівняно з вихідним гідроксидом

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4,FeCI2 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 2KCI, однак NaOH + KCI → реакція не проходить.Приклад взаємодії слабкої основи з сіллю:Cu(OH)2 + Na2S →CuS↓ + 2NaOH

З кислими солями луги утворюють середні солі NaHCO3+ NaOH → Na2CO3 + Н2О,

З основними солями луги дають нерзчинні основиAl(OH)Cl2+ 2NaOH → Al(OH)3↓ + 2NaCI,

Al(OH) 2Cl+ NaOH → Al(OH)3↓ + NaCIВідношення до нагрівання

Луги виявлять стійкість до нагрівання: при температуріплавлення вони переходять з твердого стану в рідкий. Слабкіоснови розкладаються при нагріванні на оксид і воду

NaOH(твердий) →t NaOH(рідкий розплав),Cu(OH)2 →t CuO + Н2О,2Fe(OH)3 →t Fe2O3 + 3Н2О,

Амоній гідроксид вже за невисоких температуррозкладається на амоніак і воду NH4OH →t NH3↑ + Н2О

Взаємодія з амфотерними металами (тільки луги!)При сплавленні твердих лугів з амфотерними двох-, три- ічотиривалентними металами утворюються середні солівідповідно Na2MeІІO2, NaMeІІІO2, Na2MeІVO3, а при розчиненнітаких металів у розчинах лугів утворюються комплексні солізагального складу

Na2[МеІІ(OH)4], Na[МеІІІ(OH)4], Na3[МеІІІ(OH)6],Na3[МеІV(OH)6], де римськими цифрами зазначена валентністьметалу

2NaOH(тв.) + Zn → Na2ZnO2 + H2↑,2NaOH + Zn + 2Н2О→Na2[Zn(OH)4] + H2↑,2NaOH + 2Al+ 6Н2О→2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

Взаємодія з деякими неметалами (тільки луги!)При пропусканні хлору через холодний розчин лугуутворюється сіміш двох солей – хлориду і гіпохлориту 2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O

При пропусканні хлору через гарячий розчин лугу утворюєтьсясіміш двох солей – хлориду і хлорату 6NaOH + 3Cl2 →t NaCl + NaClO3 + 3H2O

Внаслідок тривалого кип’ятіння сірки у концентрованомурозчині лугу утворюється суміш двох солей – сульфіту ісульфіду

6KOH + 3S →t K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Розчинення фосфору у лузі приводить до утвореннягіпофосфіту і виділення газу фосфіну

3NaOH + 3P →3NaH2PO2 + PH3↑

При розчиненні кремнію утворюється сіль Натрій силікат івиділяється водень

2KOH + Si + H2O àt K2SiO3 + 2H2↑

Амфотерні гідроксидиСеред гідроксидів є чимало таких, які слід вважати амфотерними.

Амфотерні гідроксиди – це гідрати амфотерних оксидів, які здатні виявляти як основнівластивості при взаємодії з кислотами, так і кислотні – при взаємодії з лугами.

Як приклад амфотерних гідроксидів можна навести основи: Ве(ОН)2, Zn(OH)2, Al(OH)3,Cr(OH)3, Pb(OH)2, Pb(OH)4 та ін. Їх назви утворюються так само, як і назви всіх основ, оскільки заскладом вони від інших основ не відрізняються.

Всі амфотерні гідроксиди є слабкими основами, нерозчинними у воді. Наявність кислотних іосновних ознак у амфотерних гідроксидів пояснюється їх можливістю частково дисоціювати затипом як основи, так і кислоти. Наприклад:

Zn(OH)2 → Zn2+ + 2OH–;Zn(OH)2 → 2H+ + ZnO2–.Напрям дисоціації залежить від кислотності середовища, тобто від рН розчину. У кислому

середовищі рівновага зміщується у бік дисоціації за типом основи, тому що йони ОН–, яківиникають внаслідок дисоціації, зв’язуються йонами Н+ середовища з утворенняммалодисоційованих молекул води. У лужному середовищі, напроти, йони Н+ зв’язуються йонамиОН– середовища, що сприяє дисоціації за типом кислоти.

У хімічному відношенні властивості амфотерних гідроксидів подібні до слабких основ, алемають й свої спеціфічні особливості (табл. 9.2)

Таблиця 9.2 – Хімічні властивості амфотерних гідроксидівОсновні властивості амфотерних гідроксидіввиявляються в їх взаємодії з сильнимикислотами

Zn(OH)2 + 2HCl →ZnCl2 + 2Н2О;2Al(OH)3 +3H2SO4 →Al2(SO4)3 + 6Н2О

Кислотні властивості амфотерних гідроксидівзабезпечуються їх здатністю реагувати злугами

а) при нагріванні і сплавленні сухих речовин;б) у водних розчинах

а) Zn(OH)2 + 2KOH → K2ZnO2 + 2Н2О;б) Zn(OH)2 + 2KOH →K2[Zn(OH)4]

Одержання і застосування основДля кожної окремої основи розроблені індивідуальні методи її добування, але є й спільні способи,за якими можна одержати більшість основ (табл. 9.3).

Таблиця 9.3 – Способи одержання основОбмінна взаємодія солей з лугамиУ такий спосіб одержують нерозчинні слабкі основи, завинятком Меркурій та Аргентум гідроксидів, які в моментутворення розкладаються на відповідний оксид і воду. Щодоамфотерних основ, то для їх одержання використовуютьамоній гідроксид, тому що при дії лугом на сіль амфотерногометалу реакція практично не зупиняється на випадінні осадуамфотерної основи, а продовжуються до кінця, тобто доутворення розчинної комплексної сполуки

CuCl2 + Ba(OH)2 = 2Cu(OH)2¯ + BaCl2,однак:Hg(NO3)2 + 2NaOH → HgO¯ + 2NaNO3 + H2O,2AgNO3 + 2NaOH →Ag2O¯ + 2NaNO3 + H2O,AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3¯ + 3NH4Cl,оскільки:AlCl3 + 4NaOH → Na[Al(OH)4] + 3NaCl

Взаємодія активних металів з водою

У ряді таких металів – лужні та лужноземельні метали2Na + 2H2O → 2NaOH + H2,

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2Гідроліз бінарних сполук

Розчинних основних оксидів металів з водоюNa2O + H2O → 2NaOH,

BaO + H2O → Ba(OH)2Na2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2,

Розділ 2 60

Пероксидів лужних і лужноземельних металівNa2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2,

BaO2 + 2H2O →Ba(OH)2 + H2O2Розчинних гідридів NaH + H2O → NaOH + H2Інших бінарних сполук – розчинних карбідів, силіцидів, нітридівчи фосфідів.

Ці реакції наводяться тільки як цікава ілюстраціяможливості утворення гідроксидів. Однак вони не маютьпрактичного значення як спосіб одержання основ, які уданому випадку є лише побічними продуктами при добуваннягідрогенвмісних сполук відповідних неметалів

Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4,Na2C2 + 2H2O → 2NaOH + C2H2,Mg2Si + 4H2O →2Mg(OH)2 + SiH4,Na3N + 3H2O→3NaOH + NH3,Ba3P2 + 6H2O → 3Ba(OH)2 + 2PH3

Гідроліз солей, утворених дуже слабкими кислотамиУ такий спосіб можна одержати луги тільки за умовою, щоінший продукт реакції виходить зі сфери реакції, тобто абовипадає в осад, або виділяється у вигляді газу

NaFeO2 + 2H2O → NaOH + Fe(OH)3↓,KCrO2 + 2H2O →NaOH + Cr(OH)3↓.

Електроліз водних розчинів солей активних металів.Електролітичним способом доцільно одержувати тільки луги 2NaCI + 2H2O →H2+2NaOH + CI2Одержання амоній гідроксидуАмоній гідроксид можна одержати як й інші слабкі основи заобмінною реакцією між лугом і сіллю, що містить амоній катіон(п.1), або при гідролізі амонійної солі слабкої кислоти (п. 4).Крім цього добувають при прямому розчиненні газуватогоамоніаку

NH4NO3 + NaOH → NH4OH + NaNO3,(NH4)2CO3 + H2O → 2NH4OH + CO2,NH3 + H2O →NH4OH

Одержання амфотерних гідроксидів Для практичного одержання амфотерних гідроксидівзвичайно діють на сіль відповідного металу розчинами амонійгідроксиду чи соди (реакції 1 і 2). Це пояснюється тим, що привикористанні лугу дуже важко дотриматися необхідногоспіввідношення вихідних реагентів (реакція 3). У випадкунедостатньої кількості лугу реакція проходить за схемою 4, апри його надлишку – за схемою 5

1) AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl,2) 2AlCl3+3Na2CO3+3H2O→2Al(OH)3↓+6NaCl+ 3CO2.Однак:3) AlCl3 + 3NaOH →Al(OH)3↓ + 3NaCl,4) AlCl3 + 2NaOH → Al(OH)2Cl + 2NaCl,5) AlCl3 + 4NaOH → Na[Al(OH)4]

Основи, а особливо луги знаходять дуже широке використання. Так, Натрій гідроксид NaOHвикористовується для одержання мила, штучного волокна, паперу, для очищеннянафтопродуктів. Калій гідроксид КОН застосовується як електроліт для лужних акумуляторів,для одержання рідкого мила. Кальцій гідроксид Са(ОН)2 – як будівельний матеріал. Барійгідроксид Ва(ОН)2 –у якісному аналізі для знаходження сульфат- і карбонат-аніонів, яккомпонент мастил, для очищення тваринних і рослинних масел. Ліитій гідроксид LiOH – у лужнихакумуляторах, для одержання мастил, для поглинання вуглекислого газу у протигазах,підводних човнах, літаках. Амоній гідроксид у виглдяді 10% розчину NH4OH (або NH3.H2O)застосовують у медицині при запамороченнях.

Практична частинаПриклад 1. Дайте назви основам таким основам: NaOH, Cu(OH)2, Cr(OH)2, Cr(OH)3, Ba(OH)2,Fe(OH)2, LiOH, Be(OH)2 і складіть формули оксидів, що їм відповідають. Розподіліть їх за типамина луги, нерозчинні, амфотерні основи.

Розв’язок: Відповідь на запропоновані питання наведемо у вигляді таблиці:Формула

основи Назва основи Формулавідповідного оксиду Тип основи

NaOH Натрій гідроксид Na2O

ЛугиBa(OH)2 Барій гідроксид BaOLiOH Літій гідроксид Li2OCu(OH)2 Купрум (ІІ) гідроксид CuO

Нерозчинні слабкі основиCr(OH)2 Хром (ІІ) гідроксид CrOFe(OH)2 Ферум (ІІ) гідроксид FeOCr(OH)3 Хром (ІІІ) гідроксид Cr2O3 Амфотерні основиBe(OH)2 Берилій гідроксид BeO

Приклад 2. Які з перелічених основ реагують з розчином Натрій гідроксиду: Mg(ОН)2,Cu(ОН)2, Fe(ОН)3, Cr(OH)3, Al(ОН)3, Pb(ОН)2, Ca(ОН)2? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: У взаємодію з лугами вступають тільки амфотерні основи Cr(OH)3, Al(ОН)3,Pb(ОН)2.

1. 1) Mg(ОН)2 +NaOH реакція не проходить;2. 2) Cu(ОН)2 здатний виявляти дуже слабкі амфотерні властивості, тому при дії насиченого

розчину лугу може давати нестійкі комплексні солі – купрати, які дуже швидкорозкладаються на вихідні сполуки:

3. Cu(ОН)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4];4. 3) Fe(ОН)3 не розчиняється навіть у концентрованих розчинах лугів, однак при сплавленні

твердих основ утворює сіль – ферит, яка за наявності навіть невеликих кількостей водимиттєво розкладається:

Fe(OH)3(тв.) + KOH(тв.) →(t, сплавлення) KFeO2 + 2H2O↑,KFeO2 + 2H2O → Fe(OH)3↓ + KOН;4) амфотерна основа, взаємодіє з рочином лугуCr(OH)3 + NaOH→ Na[Cr(OH)4];5) амфотерна основа, взаємодіє з рочином лугуAl(ОН)3, + 3NaOH → Na3[Al(OH)6];6) амфотерна основа, взаємодіє з рочином лугуPb(ОН)2, + 4NaOH →Na4[Cr(OH)6];7) Ca(ОН)2 +NaOH реакція не проходить.Приклад 3. Металевий натрій масою 69г розчинили у воді масою 224г. Обчисліть масову

частку лугу в розчині, що утворився.Розв’язок: При розчиненні металевого натрію відбувається реакція з виділенням водню:2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑.Обчислимо кількість речовини натрію:υ(Na) = m / M = 69 / 23 = 3моль.Така ж сама кількість речовини Натрій гідроксиду утворилася внаслідок реакції:υ(Na) = υ(NaОН) = 3моль,а його маса дорівнює:m(NaОН) = υ(NaОН) . М(NaОН) = 3 . 40 = 120г.З співставлення кофіцієнтів у рівнянні реакції випливає, що кількість речовини водню вдвічі

менша, ніж натріюυ(H2) = 1/2υ(Na) = 1/2 . 3моль = 1,5 моль,а маса водню, що виділився дорівнює:

Розділ 2 61

m(H2) = υ(H2) . М(H2) = 1,5 . 2 = 3г.Маса всього розчину складається з мас металевого натрію і води за винятком маси водню,

що покинув реакційне середовищеmрозчину = m(Na) + m(H2О) – m(H2) = 69 + 224 – 3 = 290г.Тоді масова частка NaОН у розчиніω = m(NaOH) . 100% / mрозчину = 120 . 100% / 290 = 41,4%.

КИСЛОТИ Класифікація та номенклатура кислотФізичні властивості кислот Хімічні властивості кислотОдержання і застосування кислотПрактична частина

КИСЛОТИУ слова «кислоти» зі словом «кислий» є спільний корінь завдяки кислому смаку, в чому легковпевнитися на прикладі оцтової, аскорбінової, лимонної, яблучної кислот, які містяться упродуктах харчування. Кислий смак забезпечується наявністю йона Гідрогену у всіх кислотах,незалежно від їх походження (органічного чи мінерального). Отже,

Кислоти – це складні сполуки, в молекулах яких міститься один чи декілька атомівГідрогену, сполучених з кислотним залишком і здатних заміщуватися атомами металів (абоамонійною групою NH4

+).Кислотний залишок – атом чи група атомів, що утворюються внаслідок відщеплення від

молекули кислоти одного чи декількох йонів Гідрогену Н+.Згадаємо, що з позицій теорії електролітичної дисоціації кислотою вважається сукупність

атомів, які дисоціюють з утворенням тільки одного виду позитивно заряджених йонів – катіонівГідрогену. З огляду на таке визначення до кислот слід віднести не тільки сильні електроліти,які повністю піддаються дисоціації (наприклад: хлоридная кислота, яка у розчинах повністюрозпадається на йони: НСІ → Н+ + СІ–), але й слабкі електроліти, що дисоціюють дуженезначною мірою (наприклад, І ступінь дисоціації карбонатної кислоти H2СO3→H++HСO3–), атакож негативно заряджені йони (наприклад, ІІ ступінь дисоціації карбонатної кислотиHСO3–→H++СO32–). Саме ступінчастою дисоціацією багатоосновних кислот пояснюєтьсяутворення кислих солей.

Класифікація та номенклатура кислотМіжнародні назви кислотам походять від назв відповідних кислотних залишків, наприклад:H2SO4 – сульфатна кислота; HNO3 – нітратна кислота. Якщо елемент з однаковим ступенемокиснення утворює декілька оксигеновмісних кислот, то до назви кислоти додають префіксмета- (якщо в складі молекули кислоти найменша кількість атомів Оксигену) або орто- (якщо вскладі молекули кислоти найбільша кількість атомів Оксигену), наприклад: НРО3 –метафосфатна кислота, Н3РО4 – ортофосфатна кислота., а також використовують префікс ди,якщо до складу атома входить два атоми основного елемента: дихроматна H2Cr2O7,дифосфатна Н4Р2О7. Крім того, для більшості кислот використвують тривіальні назви(табл.10.1).

Таблиця 10.1 – Міжнародна і тривіальна (у дужках) номенклатура кислотФормулакислоти

Міжнародна і тривіальнаназви кислоти

Формулакислоти

Міжнародна і тривіальнаназви кислоти

HF Фторидна (плавикова) H3PO4Ортофосфатна(ортофосфорна)

HCl Хлоридна (соляна) HPO3Метафосфатна(метафосфорна)

HBr Бромідна (бромоводнева ) H2CrO4 Хроматна (хромова)HI Йодидна (йодоводнева) H2Cr2O4 Дихроматна (дихромова)H2S Сульфідна (сірководнева) HClO4 Перхлоратна (хлорна)HCN Ціанідна (синільна) HClO3 Хлоратна (хлорнувата)HNO3 Нітратна (азотна) HClO2 Хлоритна (хлориста)

HNO2 Нітрітна (азотиста) HClO Метахлоритна(хлорнуватиста)

H2SO4 Сульфатна (сірчана) H2CO3 Карбонатна (вугільна)H2SO3 Сульфітна (сірчиста) H2SiO3 Силікатна (кремнієва)H2S2O3 Тіосульфатна H3BO3 Ортоборатна (борна)H2S4O6 Дитіонатна H3AsO4 Арсенатна (миш’якова)НСООН Метанова (мурашина) H3AsO3 Арсенітна (миш’яковиста)СН3СООН Етанова (оцтова) HMnO4 Перманганатна (марганцева)Н4Р2О7 Дифосфатна (пірофосфорна) H2MnO4 Манганатна (марганцевиста)Класифікацію кислот можна проводити за різними ознаками (табл. 10.2).

1. За складом кислотного залишку розглядають кислоти:– оксигеновмісні, до складу яких входять атоми Оксигену (HNO3, H2SO4, H2CO3) – вони

уявлять собою гідрати кислотних оксидів (наприклад, кислота H2SO4 є гідратом кислотногооксиду SO3);

– безоксигенові, що не містять у своєму складі атомів Оксигену (НСІ, НІ, H2S).2. За силою електроліту, про що можна зробити висновки, виходячи зі значень констант

дисоціації (табл. 13.1), кислоти поділяють на:– сильні, які у розведених водних розчинах повністю розпадаються на йони (HCl, HBr, HNO3,

H2SO4, HClO4);– слабкі, які піддаються лише частковій дисоціації (HF, H2S, HCN,HNO2, H2CO3,H2SiO3).3. За основністю. Термін «основність» виник завдяки тому, що на нейтралізацію кислоти

вимагається певна кількість основ. За основністю кислоти поділяють на:– одноосновні, до складу яких входить тільки один атом Гідрогену, здатний заміщатися на

метал, наприклад: НСІ, HNO3. До цієї ж групи належить більшість органічних кислот, які хоч імають у своєму складі певну кількість атомів Н, але на атоми металів може заміщуватися тількиодин з них, а саме той, що зв’язаний з атомом Карбону через атом Оксигену, наприклад:мурашина НСООН, оцтова СН3СООН, стеаринова С17Н35СООН;

– двоосновні (H2S, H2SO4);– багатоосновні (H3PO4, H3BO3, Н4Р2О7, Н5ІО6).4. За окиснювальною здатністю розглядають кислоти:– неокиснювальні, в яких невелика окиснювальна здатність зумовлюється виключно йонами

Н+;

Розділ 2 62

– окиснювальні, в яких окиснювальні властивості виявляються за рахунок кислотногозалишку.

Таблиця 10.2 – Класифікація кислот за різними ознакамиКИСЛОТИ поділяються:

За складом За силою електроліту Заосновністю

За окиснювальноюздатністю

БезоксигеновіНСІ, НІ, H2S

СильніH2SO4, HNO3, НСІ, HBr, НІ,

H2CrO4, HClO4, HMnO4

ОдноосновніНСІ, HBr,

HClO4,СН3СООН,HPO3

НеокиснювальніНСІ, HBr, НІ, HCN,

H3PO4, НСООН, СН3СООНта інші органічні кислоти

Середьої силиH2SO3, HNO2, H3PO4

ДвохосновніH2SO4,

H2SiO3,

ОксигенвмісніHNO3,

H2SO4, H2CO3

СлабкіHF, H2S, HCN,HNO2, HClO ,

H2CO3,H2SiO3, НСООН, СН3СООНта інші органічні кислоти

ТриосновніH3PO4,

H3BO3Окиснювальні

H2SO4, HNO3, H2CrO4,HClO4,Багатоосновні

H4P2O7,H5ІO6

Фізичні властивості кислотФізичні властивості кислот залежать від їх будови. Кислоти – молекулярні речовини. Призвичайних умовах вони можуть бути рідкими (H2SO4, H2SO4) або твердими (H3BO3, H2SiO3). Міжмолекулами оксигеновмісних кислот утворюються водневі зв’язки. Майже всі мінеральнікислоти, за винятком силікатної H2SiO3, розчиняються у воді. Їх розчина мають кислий смак,руйнують рослинні та тваринні тканини. Густина, температури кипіння та плавлення кислотзмінюються у широких межах.

Хімічні властивості кислотЗавдяки великій кількості кислот та їх хімічній неоднорідності за складом і природоювластивості кислот поділяють на загальні, що зумовлюються наявністю в молекулі кислотиатомів Гідрогену, та специфічні, які характерні для кожної окремої кислоти. Деякі специфічнівластивості кислот доцільніше розглядати при вивченні відповідних елементів, що входять доскладу тієї чи іншої кислоти, однак найважливіші з них з них наведені у табл. 10.3.

Таблиця 10.3 – Загальні властивості кислотДія на індикаториЛакмус червонийМетиловий оранжевий РожевийФенолфталеїн БезбарвнийСтійкість до нагрівання

Безоксигенові кислоти при сильному нагріванні здатнірозкладуватися на водень і неметал (приклади з H2S і HI), слабкіоксигеновмісні кислоти – на відповідний ангідрид і воду (прикладиз H2CO3, і H2SiO3). Сильні оксигеновмісні кислоти, які одночасноналежать до сильних окисників, за високих температурпіддаються внутрішньомолекулярним окисно-відновним реакціям(приклади з HNO3, HMnO4, HClO3 ).

H2S → H2 + S,2HI → H2 + I2,H2CO3 → CO2↑ + H2O,H2SiO3 → SiO2↓ +

H2O,

1. 4HNO3 → 4NO2↑ +O2↑ + 2H2O,

2. 4HMnO4 →4MnO2↓+ 3O2↑ + 2H2O,

3. 2HClO3 → 2HCl +3O2↑.

Взаємодія неокиснювальних кислот з металами

залежно від природи кислоти і положення металу в ряді напругLi K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb 2H Cu Hg Ag Pt Au<— Зростання активності металу Зменшення активності металу →

Неокиснювальні кислоти (розведена сульфатна H2SO4,гідрогенгалогенідні HF, HCl, HBr, HI, фосфорна H3PO4, оцтоваCH3COOH та інші слабкі кислоти) діють тільки на метали, щостоять у ряді напруг до водню. При цьому виділяється вільнийводень і утворюються солі.

Однак, по-перше, якщо для металу характерні зміннівалентності, то неокиснювальні кислоти окиснюють йогомінімально (приклади з Fe і Cr).

По-друге, якщо продуктом реакції металу з неокиснювальноюкислотою є малорозчинна сіль, то вона покриває поверхню металу ізахищає його від подальшої взаємодії (приклади з Al і Pb):

2HCl + Mg = MgCl2 +H2↑,

2HCl + Fe → FeCl2 +H2↑,

H2SO4(розв.) + Cr→CrSO4 + H2↑,

2H3PO4 +2Al →2AlPO4↓ + 3H2↑,

H2SO4(розв.) + Pb →PbSO4↓ + H2↑.

Взаємодія окиснювальних кислот з металами

Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вони окиснюють метал без виділенняводню. Однак у випадку реакції найактивніших металів (Li, Na, K, Mg) з дуже розведенимирозчинами окиснювальних кислот, яка проходить надзвичайно бурхливо, водень можевиділятися, але це є результатом взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною урозчині кислоти.

Другою особливістю концентрованих розчинів окиснювальних кислот є їх пасивуюча дія,внаслідок якої на поверхні металу, схильного до пасивації (Al, Cr, Fe, Ti), з’являється захиснаплівка із малорозчинних сполук, що зберігає метал від подальшого розчинення у кислоті,тому реакція миттєво припиняється.

1. 2Ag +2H2SO4(конц.) →Ag2SO4 + SO2↑ +2H2O,

2. 3Ni +4H2SO4(конц.) →3NiSO4 + S +4H2O,

3. 4Mg +5H2SO4(конц.) →

Розділ 2 63

Концентрована сульфатна кислота, окиснювальна здатність якоївиявляється за рахунок Сульфуру (+6), при взаємодії з металамизалежно від їх активності, температури середовища, ступеняконцентрування кислоти може відновлюватися по-різному.Малоактивні метали відновлюють H2SO4(конц.) до SO2, металисередньої активності – до вільної сірки S0, активні метали –переважно до H2S (приклади з Ag, Ni і Mg відповідно).

4MgSO4 + H2S↑ +4H2O.

На практиці активніметали звичайнореагують з4H2SO4(конц.)утворенням сумішіпродуктів їївідновлення, тобтопаралельно протікаютьвсі три імовірні реакції:

Zn + 2H2SO4(конц.) →ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O,

Zn + 4H2SO4(конц.) →3ZnSO4 + S↓ + 4H2O,

4Zn + 5H2SO4(конц.) →4ZnSO4 + H2S↑+ 4H2O.

Розведена нітратна кислота у реакціях із малоактивними металами(Cu, Ag, Hg, Pb) виділяє Нітроген(+2) оксид. Метали, що стоятьусередині ряду напруг (Fe, Cd, Ga), можуть відновити розведенуазотну кислоту до N2O чи до вільного азоту N2.

Дуже розведена нітратна кислота взаємодіє з активнимиметалами (Mg, Al, Zn, V, Nb) з утворенням амоніаку NH3 (чи йонаамонію NH4+), який реагує з надлишком кислоти і дає нітратамонію (приклади з Mg і Al).

3Cu + 8HNO3(розв.) →3Cu(NO3)2 + 2NO↑ +4H2O,

3Ag + 4HNO3(розв.) →3AgNO3 + NO↑ + 2H2O,

10Fe + 36HNO3(розв.)→ 10Fe(NO3)3+ 3N2↑ +18H2O,

4Cd + 10HNO3(розв.)→4Cd(NO3)2+ N2O↑ +5H2O,

4Mg + 9HNO3(розв.) →4Mg(NO3)2 + NH3↑+3H2O,

8Al + 30HNO3(розв.) →8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 +9H2O.

Концентрована нітратна кислота при взаємодії з металамивідновлюється до Нітроген (IV) оксиду, а метал при цьомуокиснюється найчастіше до максимального (чи достатньовисокого) ступеня окиснення.

Cu + 4HNO3(конц.) →Cu(NO3)2 + 2NO2↑+2H2O,

Sn + 4HNO3(конц.) →H2SnO3↓ + 4NO2↑ +H2O.

Відношення до оксидів

З основними і амфотерними оксидами кислоти утворюють середнісолі.

Однак є приклад реакції взаємодії кислоти (HNO3) з кислотнимоксидом (P2O5), яка забов’язана спеціфічною властивостю даногооксиду – його гігроскопічністю, тобто здатністю поглинати воду,навіть витягуючи її з інших сполук.

H2SO4 + CuO → CuSO4 +H2O,

2HCl + ZnO → ZnCl2 +H2O,

однак:6HNO3+ P2O5

→2H3PO4+ 3N2O5 ↓.Реакції з основами

Кислоти вступають з основами в реакцію нейтралізації KOH + HCl → KCl + H2O

Особливості взаємодії багатоосновних кислот з лугами полягаютьу можливісті утворювання середніх і кислих солей

H3AsO4 + 3KOH →K3AsO4 + 3H2O,

H3AsO4 + 2KOH →K2HAsO4 + 2H2O,

H3AsO4 + KOH →KH2AsO4 + H2O

Взаємодія з солями

Кислоти реагують з солями, якщо внаслідок реакції випадає осад(приклади з H2SO4), виділяється газ (приклад з HNO3) чиутворюється слабкий електроліт (приклад з HCl)

H2SO4 + K2SiO3 →H2SiO3↓ + K2SO4,

H2SO4 + BaCl2 →BaSO4↓ + 2HCl,

2HNO3 + CaCO3→Ca(NO3)2 + CO2 + H2O,

HCl + NaNO2 → HNO2+ NaCl

З кислими солями

NaHCO3 + HCl → NaCl +CO2 + H2O,

Na2HPO4 + H3PO4 →2NaH2PO4

З основнимиAl(OH)2Cl + 2HCl → AlCl3+ 2H2O

З комплексними солями, що містять гідроксильну групу ОН–

Na2[Zn(OH)4] +2H2SO4→ ZnSO4 + Na2SO4 +4H2O,

Na3[Al(OH)6] + 6HCl →AlCl3 + 3NaCl + 6H2O

Взаємодія з бінарними сполуками

З амоніаком неокиснювальні кислоти вступають у реакціїсполучення, а окиснювальні – в окисно-відновні реакції, оскількиатоми Нітрогену в виявляють відновні властивості завдякимінімальному ступеню окиснення –3.

NH3 + HCl → NH4Cl,2NH3 + H2SO4(розв.) →

(NH4)2SO4,однак:2N-3H3 +

3H2S+6O4(конц.) →N02+3S+4O2, + 6H2O,

5N–3H3 +

Розділ 2 64

3HN+5O3(конц.) → 4N20

+ 9H2O

З пероксидами неокиснювальні кислоти дають Гідроген пероксид,а окиснювальні виділяють вільний кисень. Однак безоксигеновікислоти, які виявляють відновні властивості (HBr, HI, H2S), можутьвідновлювати пероксидні атоми Оксигену.

Обмінна реакція:Na2O2 + 2HCl →2NaCl

+ H2O2.Окиснювання

пероксиду:3Na2O–12 +

4H2S+6O4(конц.)→3Na2SO4 +3O02 + S0 +4H2O.

Відновлюванняпероксиду:

3Na2O–12 + HI–1+3H2O → HI+5O3 + 6NaOH.

З карбідами проводять реакції т ільки за участю дуже розведенихнеокиснювальних кислот (для запобігання вибуху), при цьомузалежно від природи карбіду може виділятися метан абоацетилен.

1. Al4C3 + 12HCl →4AlCl3↓ + 3CH4↑,

2. Be2C + 4HCl →2BeCl2 + CH4↑,

3. Na2C2 + 2HCl →2NaCl + C2H2↑,

CaC2 + 2HCl → CaCl2 +C2H2↑.

Одержання і застосування кислотДля кожної кислоти, яка має промислове значення, розроблені свої способи добування, щозвичйно складаються з декількох технологічних стадій. Однак корисно знати й лабораторніспособи одержання кислот (табл. 10.4).

Таблиця 10.4 – Способи одержання кислотГідратація кислотних оксидівБільшістьоксигеновміснихкислотдобувають підчас взаємодіїкислотнихоксидів зводою.

Нагадаємо,що оксид NO2єангідридомодночасно двохкислот.

SO3 + H2O → H2SO4,N2O5 + H2O → 2HNO3,4NO2 + О2 + 2H2O → 4HNO3однак:2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3.

Обмінна реакція солі з іншою кислотоюЯкщо такіоксидинерозчинні уводі, товідповідні їмкислотидобуваютьнепрямимшляхом, а саме:дією іншоїкислоти (найчастішесульфатної) навідповідну сіль

Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3↓,FeS + H2SO4(розв.) → FeSO4 + H2S,AgNO3 + HCl → HNO3 + AgCl↓,CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS↓

Взаємодія неметалів з воднемТакими єБезоксигеновікислоти HF, HCl,HBr, HI, H2Sдобуваютьшляхомсполученняводню знеметалом знаступнимрозчиненнямводневоїсполуки у воді.

Н2 + СІ2 → 2HCI,Н2 + S → H2S

Взаємодією активних неметалів з водоюНайчастіше цереакція з хлоромчи бромом,внаслідок якоїутворюєтьсясуміш кислот

Cl2 + H2O → HCl + HClO

Гідроліз деяких бінарних сполук неметалівЗ цією метоювикористовуютьгалогенідиФосфору (ІІ) чиФосфору (V)

PCl5 + 4H2O→H3PO4 + 5HCl,PI3 + 3H2O→H3PO3 + 3HI

Окисно-відновні реакціїНаведені уцьому пунктірівняння реакційне маютьпрактичногозначення – воницікаві лише як

3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O → 3H3P+5O4 + 5N+2O,2S+4O2 + O02 + 2H2O → 2H2S+6O–24.

Розділ 2 65

можливістьодержаннякислот різнимиметодами

Найбільше значення має сульфатна кислота. Її використовують для одержання солей, іншихкислот, мінеральних добрив, пластмас, штучного волокна, ліків та інших речовин. Виробництвосульфатної кислоти визначає рівень розвитку хімічної промисловості. Найважливішимикислотами є також хлоридна (соляна) НСІ і нітратна (азотна) HNO3. вони використовуються дляодержання солей, ліків, мінеральних добрив, багатьох органічних речовин.

Практична частинаПриклад 1. Наведіть тривіальні назви таки кислот: Н3AsО3, Н2S2O3, НNO3, CH3COOH, НСІ,НMnО4, Н3РО4, Н2S, HCN, HClO,H3BO3, HBr, H2CO3, H2SiO3 і складіть формули оксидів, що їмвідповідають. Розподіліть їх за типами на оксигеновмісні, безоксигенові, одноосновні,двохосновні, багатоосновні.

Розв’язок: Відповідь на запропоновані питання наведемо у вигляді таблиці:Формула

кислотиТривіальна назвакислоти

Формулавідповідного оксиду Тип кислоти

БезоксигеновіНСІ Соляна

Безоксигенові кислоти не маютьангідридів

ОдноосновніHBr БромоводневаHCN СинільнаН2S Сірководнева ДвохосновнаОксигенвмісніCH3COOH Оцтова Оксиду не існує

ОдноосновніНNO3 Азотна N2O5, NO2HMnO4 Марганцева Mn2O7HClO Хлорноватиста Cl2OH2SiO3 Кремнієва SiO2

ДвохосновніН2S2O3, Тіосульфатна Оксиду не існуєH2CO3 Вугільна CO2Н3РО4, Ортофосфорна P2O5Н3AsО3 Миш’яковиста As2O3 ТриосновніH3BO3 Борна B2O3

Приклад 2. Які з перелічених сполук реагують з розведеним розчином сульфатної кислоти:NaCl, Zn, Al2O3, P2O5, CO, Na2HPO4, (CuOH)2CO3, BaCl2, CO2, Mg(ОН)2, NH3, Cr(OH)3, НNO3, CaО?Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: У взаємодію з сульфатною кислотою серед перелічених сполук не будутьвступати кислотні (P2O5 і CO2) і несолетворні оксиди (СО), нітратна кислота НNO3 і сіль NaCl,оскільки при такій реакції не забезпечується умова необоротності.

1) Розведена H2SO4взаємодіє з цинком, оскільки цей метал у ряді напруг стоїть до водню:H2SO4(розв.) + Zn → ZnSO4 + H2;2) Розведена H2SO4взаємодіє з основними і амфотерними оксидами:H2SO4 + CaO → CaSO4 + H2O,3H2SO4 + Al2O3 → Al2(SO4)3 + 3H2O,3) Розведена H2SO4вступає у реакцію нейтралізації з основами, у тому числі й з амфотерними:H2SO4 + Mg(ОН)2, → MgSO4 + H2O,H2SO4 + Cr(ОН)3→ Cr2(SO4)3 + 3H2O;4) Розведена H2SO4 взаємодіє з кислими, основними і середніми солями за умовою утворення

газу, осаду чи малодисоційованої сполуки:H2SO4 + Na2HPO4 →Na2SO4 + H3PO4,H2SO4 + (CuOH)2CO3 →2CuSO4 + CO2 + 2H2O,H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl;5) Розведена H2SO4 з амоніаком вступає в реакцію сполучення, утворюючи сіль:H2SO4 + 2NH3 � (NH4)2SO4.Приклад 3. Які з перелічених металів реагують з хлоридною кислотою: Mg, Cu, Fe, AI, Hg, Ca?

Складіть рівняння відповідних реакцій.Розв’язок: Хлоридна кислота виявляє окиснювальну здатність тільки за рахунок йона Н+,

тому буде реагувати виключно з тими металами, що у ряді напруг розміщуються до водню.Отже, реакція з малоактивними металами Cu і Hg неможлива. З рештою металів взаємодіяпроходить відповідно до рівнянь реакцій:

1. 2HCl+ Mg → MgCl2 + H2;2. 2HCl+ Fe → FeCl2 + H2;3. 6HCl+ 2Al → 2AlCl3 + 3H2;4. 2HCl+ Ca → CaCl2 + H2.5. Приклад 4. Який об’єм розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 20 % і густиною

1,143 г/мл необхідно взяти для нейтралізації розчину Натрій гідроксиду масою 100г змасовою часткою NaOH 40 %? Обчисліть масу солі, що утворилась.

Розв’язок: Взаємодія проходить згідно з рівнянням2NaOH + H2SO4 � Na2SO4 + 2H2OЗнайдемо масу і кількість речовини NaOH:m(NaOH) = ω . mрозчину / 100% = 40 . 100 / 100 = 40υ(NaOH) = m / M = 40 / 40 = 1моль.З співставлення кофіцієнтів у рівнянні реакції можна стверджувати, що кількість речовини

сульфатної кислоти вдвічі менша, ніж кількість речовини Натрій гідроксиду:υ(H2SO4) = 1/2υ(NaOH) = 1/2 . 1моль = 0,5 моль.Обчислимо масу сульфатної кислоти і масу її 20% розчину:m(H2SO4) = υ(H2SO4) . М(H2SO4) = 0,5 . 98 = 49г,mрозчину = m(HCl) . 100% / ω = 196 . 100 / 20 = 98г.Кількість речовини Na2SO4, що утворилася внаслідок реакції дорівнює:υ(Na2SO4) = υ(H2SO4) = 0,5моль,а маса солі:m (Na2SO4) = υ(Na2SO4) . М(Na2SO4) = 0,5 . 142 = 71г.

Розділ 2 66

СОЛІ Класифікація та номенклатура солей Хімічні властивості солейОдержання і застосування солей

Ключові терміни:

Змішані солі, Кислі солі, Комплексні солі, Основні солі, Подвійні солі,, Середні солі, Солі

СОЛІ

Солі – це сполуки, які можна розглядати як продукт повного чи часткового заміщення атомівГідрогену в кислоті на метал (чи групу NH4

+) або як продукт заміщення гідроксильних групп воснові на кислотний залишок.

Солі здебільшого належать до йонних сполук, за виключенням деяких галогенідів (наприклад,HgCl2, Hg2Cl2). Зв’язок між атомами металу і кислотним залишком йонний, а між атомамиелементів, що входять до складу кислотного залишку, – ковалентний полярний. У вузлахкристалічної решітки солей знаходяться не молекули, а йони.

З погляду теорії електролітичної дисоціації солі – це електроліти, які у водному розчинідисоціюють, утворюючи катіони металу (або амоній-катіони NH4+) і аніони кислотних залишків.Наприклад: КСІ → К+ + СІ–.

Класифікація та номенклатура солейЗалежно від особливостей складу і хімічних властивостей солі найчастіше поділяються на такінайважливіші типи: середні, кислі та основні (рис. 11.1). Але крім названих, існують ще й іншірізновиди солей: подвійні, змішані, гідратні, комплексні та оксосолі.

Рисунок 11.1 – Спрощена класифікація солей– Середні солі – це продукт повного заміщення йонів Гідрогену в кислоті катіонами металу чи

амоній-катіоном NH4+, наприклад: КСl, Na2SO4, (NH4)3PO4. Назви середніх солей складаються зназви металу у називному відмінку і назви кислотного залишку (табл. 11.1). Якщо метал виявляєрізні ступені окиснення, то після його назви вказується ступінь окиснення арабською цифрою зпозначкою «+» або валентність римською цифрою, наприклад, сіль складу FeCl3 можна назватиФерум(+3) хлорид, або Ферум (ІІІ) хлорид. Для кислотних залишків безоксигенових кислотвживаються суфікси -ид.

– Кислі солі – це продукти неповного заміщення йонів Гідрогену в багатоосновній кислоті накатіони металів. Інакше кажучи, до складу кислих солей входять атоми Гідрогену – один чидекілька, наприклад: Са(НСО3)2, NaHSO4. Кислі солі дисоціюють ступінчасто: спочаткувідщеплюють йони металу, а потім йони Гідрогену:

КНСО3 →K+ + HCO3–,HCO3– →H+ + CO32–.Назви кислих солей складаються з назви середньої солі, до якої додають префікс гідроген-:

КНСО3 – Калій гідрогенкарбонат (табл. 11.1).Таблиця 11.1 – Номенклатура кислотних залишків

Кислотний залишок Назва Кислотний залишок НазваF– Фторид NO3– Нітрат

Cl– Хлорид NO2– Нітрит

Br– Бромід PO43– Ортофосфат

I– Йодид HPO42– Гідрогенортофосфат

CN– Ціанід H2PO4– Дигідрогенортофосфат

S2– Сульфід PO3– Метафосфат

HS– Гідргенсульфід MnO4– ПерманганатSO32– Сульфіт SiO32– СилікатHSO3– Гідрогенсульфіт CO32– КарбонатSO42– Сульфат HCO3– ГідрогенкарбонатHSO4– Гідрогенсульфат Сr2O72– Дихромат

– Основні солі – це продукти неповного заміщення гідроксид-йонів у багатокислотних основахкислотними залишками; основні солі містять одну чи декілька гідроксильних груп ОН–,наприклад: Mg(OH)Cl, (CuOH)2CO3. Однокислотні основи основних солей не утворюють. Основнісолі теж дисоціюють ступінчасто, при цьому спочатку відщеплюються кислотні залишки, а далі– гідроксид-йони:

Mg(OH)Cl → Mg(OH)+ + Cl–.Mg(OH)+ → Mg2+ + ОН–.Назви основних солей складаються з назви середньої солі і префікса гідроксо-, який

ставиться перед назвою металу: Са(ОН)СІ – Гідроксокальцій хлорид.– Подвійні солі, в яких атоми двох різних металів сполучені з аніонами однієї кислоти,

наприклад: Магній-Кальцій карбонат, склад якого можна виразити формулою CaMg(CO3)2, абоCaCO3.MgCO3; Калій-Алюміній сульфат складу KАl(SO4)2. Розчинні подвійні солі дисоціюютьвідразу на всі складові частини:

KAl(SO4)2 → К+ + Аl3+ + 2 SO42–.– Змішані солі, до складу яких входять два різних кислотних залишка, сполученних з катіоном

одного металу, наприклад: сіль Кальцій хлорид-гіпохлорит CaOCl2, (або Ca(ClO)Cl), в якій катіонКальцію одначасно зв’язаний з двома кислотними залишками – хлоридної та гіпохлоритноїкислот – HCl і HСlO відповідно. При дисоціації вони дають один катіон металу і два аніоникислотних залишків:

CaOCl2 →Ca2+ + Cl–+ ClO–.

Розділ 2 67

– Гідратні солі, в кристалічній решітці яких міститься певна кількість молекул води,наприклад: Купрум сульфат пентагідрат CuSO4 .5H2O, Натрій сульфат декагідрат Na2SO4.10H2O. При розчиненні таких солей у воді кристалізаційна вода вимивається з кристалічноїрешітки і приєднується до розчинника.

– Комплексні солі – це сполуки, які містять складні (комплексні) йони, здатні до самостійногоіснування у розчинах чи розплавах, наприклад наприклад: Калій тетрагідроксоалюмінатК[AI(OH)4], Калій гексаціаноферат (+2) K3[Fe(CN)6], Калій гексаціаноферат (+3) K4[Fe(CN)6]. Урозчинах чи розплавах вони розщеплюються на комплексний йон та протийон:

К[Al(OH)4] → К+ + [Al(OH)4] –,K4[Fe(CN)6] → 4K++ [Fe(CN)6]4–,K3[Fe(CN)6] → 3K+ + [Fe(CN)6] 3–.– Оксосолі – це різновид солей, до складу яких входить оксокатіон, що містить атом металу в

максимальному чи досить високому ступені окиснення, сполученого з одним чи двома атомамиОксигену. Оскількі програмою не передбачено вивчення цього типу солей, ми не будеморозглядати їх докладно, т ільки наведемо декілька прикладів: оксотітан (+4) сульфат TiOSO4,диоксованадій (+5) сульфат (VO2)2SO4, оксованадій (+5) нітрат VO(NO3)3, диоксохром (+6)хлорид CrO2Cl2.

Необхідно взяти до уваги, що багато солей мають тривіальні назви (табл. 11.2), які кориснознати.

Таблиця 11.2 – Тривіальні назви солейФормула солі Тривіальна назва Формула солі Тривіальна назваCaSO4 .0,5H2O Алебастр (CuOH)2CO3 МалахітKAl(SO4)2.12H2O Алюмокалієвий галун CuSO4 .5H2O Мідний купорос

NH4NO3 Амонійна селітра NaNO3Натронна (чилійська)селітра

Ba(NO3)2 Баритова селітра NH4Cl НашатирCaOCl2 Белільне вапно SnCl4 Олов’яна оліяKClO3 Бертолетова сіль NaНCO3 Питна содаNa2B4O7 .10H2O Бура CaF2 Плавиковий шпатCaSO4 .2H2O Гіпс NaCl Поварена сільMgSO4 .7H2O Гірка сіль К2СО3 ПоташNa2SO4 .10H2O Глауберова сіль Pb(CH3COO)2 Свинцевий цукорMgCO3. CaCO3 Доломит (PbOH)2CO3 Свинцеві білилаK4[Fe(CN)6] Жовта кров’яна сіль KCl . NaCl СильвінітFeSO4 .7H2O Залізний купорос HgCl2 Сулема

КNO3Калійна (індійська)селітра Cu(H2PO4)2 .H2O Суперфосфат подвійний

Hg2Cl2 Каломель SnCl2 Сусальне золото

Na2CO3 Каустична содаKCr(SO4)2.12H2O Хромокалієвий галун

HgS Кіновар K2Cr2O7 ХромпикNa2CO3 .10H2O Кристалічна сода K3[Fe(CN)6] Червона кров’яна сільAgNO3 Ляпіс

Хімічні властивості солейХімічні властивості солей зумовлюються як катіоном, так і аніоном, які входять до складукожної окремой солі. Основні хімічні властивості солей наводяться у табл. 11.2

Таблиця 11.2 – Хімічні властивості солейВзаємодія з металлами

Для визначення можливості взаємодії солі з тим чи іншим металом доречно ще раз згадатиряд напруг металів:

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb 2H Cu Hg Ag Pt Au�������������������������������� <— Зростання активності металу

Зменшення активності металу →Солі вступають уреакцію тільки збільш активнимиметаллами, щостоять у ряді напругліворуч від тогометалу, що входитьдо складу солі. Слідпам’ятати, що дужеактивні метали (Na,K, Ba) теж невзаємодіють зрозчином солімалоактивногометалу, оскількимайже миттєвопочинається їхреакція з водою.Однак у випадкурозплавів активніметали витісняютьменш активні зрозплавів їх солей

CuSO4 + Fe → Cu + FeSO4,однак Cu + FeSO4 → реакція не проходить.Na(тв.) + SnSO4(розплав) →t Na2SO4 + Sn,2Na+ 2H2O+ [SnSO4(тв.)]→2NaOH+ H2+ [SnSO4(тв.)]

Відношення до нагріванняБільшість солейвиявляє стійкість довисоких температур.Однак солі амонію, атакож солімалоактивнихметалів, слабкихкислот чи кислот, вяких елементиперебувають у

Розділ 2 68

високому чинизькому ступеніокиснення, принагріваннірозкладаються. Так,карбонати лужних,активних імалоактивнихметалів поводятьсебе при нагріваннізгідно з прикладами1–3, кислі і основнікарбонати –відповідно дорівнянь 4 і 5, амонійнісолі – за прикладами6–10, нітрати амоніюта металів різноїактивності – засхемами 10–13,сульфати – 14–16,при цьому одна й тасама сіль можерозкладатися по-різному залежно відтемператури(приклади з FeSO4).Цікаво такожпорівнятирозкладання KClO3(приклади 17 і 18),яке залежно від умовпроходить зутворенням різнихпродуктів

1) Na2CO3(твердий) →t Na2CO3(розплав),2) MgCO3 →t MgO + CO2,3) 2Ag2CO3 →t 4Ag + 2CO2 +O2,4) 2NaHCO3 →t Na2CO3 + H2O,5) (CuOH)2CO3 →t 2CuO + CO2 + H2O;6) NH4Cl →t NH3 + HCl,7) (NH4)3PO4 →t 3NH3 + H3PO4,8) NH4NO2 →t N2 + 2H2O,9) (NH4)2Cr2O7 →t Cr3O3 + N2 + 4H2O,10) NH4NO3 →t N2O + 2H2O,11) 2KNO3 →t 2KNO2 + O2,12) 2Cu(NO3)2 →t 2CuO + 4NO2 + O2,13) 2AgNO3 →t 2Ag + 2NO2 + O2;14) 2BaSO4 →t 2BaO + 2SO2 + O2,15) 2FeSO4 →t Fe2O3 + SO2 + SO3,16) 4FeSO4 →t 2Fe2O3 + 4SO2 + O2;17) 2KClO3(katMnO2) →t 2KCl + 3O2,18) 4KClO3 →t KCl + 3KClO4;19) 2KMnO4 →t K2MnO4 + MnO2 + O2

Відношення до водиВсі розчинні і малорозчинні солі, за винятком тих, що утворені сильною кислотою і сильною

основою, вступають в обмінну взаємодію з водою – реакцію гідролізу.Солі, утворенісильною основою іслабкою кислотою (Ітип гідролізу), привзаємодії з водоюдають лужнуреакцію середовища(pH < 7)

СН3СООNa + H2O ⇔ CH3COOH + NaOH,СН3СОО– + Na++ H2O ⇔ CH3COOH + Na+ + OH–,СН3СОО– + H2O ⇔ CH3COOH + OH–

Солі, утвореніслабкою основою ісильною кислотою (ІІтип гідролізу), привзаємодії з водоюдають кислу реакціюсередовища (pH > 7)

NH4Сl+ H2O ⇔ NH4OH + HCl,NH4+ + Сl– + H2O ⇔ NH4OH + H+ + Cl–,NH4+ + H2O ⇔ NH4OH + H+

Солі, утвореніслабкою основою іслабкою кислотою (ІІІтип гідролізу), привзаємодії з водоюдають нейтральнуреакцію середовища(pH = 7)

СН3СООNH4 + H2O ⇔ CH3COOH + NH4OH,СН3СОО– + NH4+ + H2O ⇔ CH3COOH + NH4OH,CH3COO– + NH4+ + H2O ⇔ CH3COOH + NH4OH

Реакція з кислотамиВзаємодіявідбувається, якщовнаслідок реакціїутворюється слабкийелектроліт – газ,осад,малодисоційованасполука.

Na2S + 2HCl→2NaCl + H2S↑,K2SiO3 + 2HNO3→2KNO3 + H2SiO3↓,KNO2 + HCl → KCl + HNO2

Реакція з лугамиВзаємодіявідбувається, якщовнаслідок реакціїутворюється слабкийелектроліт – осад,газ,малодисоційованасполука. Кориснознати, що при діїлугів на розчинні солі,що містять катіонAg+ чи Hg2+,утворюється новасіль і випадає осаднерозчинногооксиду.

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl,NH4Cl + NaOH → NaCl + NH4OH,однак при нагріванні утворюється газ:NH4Cl + NaOH →t NaCl + NH3↑ + H2O,2AgNO3 + 2KOH → 2KNO3 + Ag2O↓ + H2O,HgNO3 + 2KOH → 2KNO3 + HgO↓ + H2O

Реакція з солямиВзаємодіявідбувається, якщовнаслідок реакціїутворюється осад чи(рідше)малодисоційованасполука (приклад зутвореннямFe(CNS)3)

Na2SO4 + BaCl2 → 2NaCl + BaSO4↓,Fe(NO3)3 + KCNS → 3KNO3 + Fe(CNS)3

Якісні реакції– це такі реакції, при яких за допомогою так званого якісного реагенту можна однозначно

довести, що до складу дослідженої солі входить певний аніон чи певний катіон. При цьомуслід пам’ятати про взаємність дії якісних реагентів: якщо, приміром, на солі Барію якісним

Розділ 2 69

реагентом є сульфат-аніон SO42–, то справедлива й обернена залежність, тобто на солісульфатної кислоти якісними реагентами будуть розчинні сполуки, що містять катіон Ва2+.Якісним реагентом накатіони Fe2+ є жовтакров’яна сільK3[Fe(CN)6], прицьому утворюєтьсясиній осадберлінської лазуріFe3[Fe(CN)6]2

3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] →6KCl + Fe3[Fe(CN)6]2↓,3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– → Fe3[Fe(CN)6]2↓

Якісним реагентом накатіони Fe3+ єчервона кров’янасіль K4[Fe(CN)6] аборозчинна сполука, щомістить роданід-аніон CNS–. Упершому випадкуутворюється синійосад турнбулєвої синіFe4[Fe(CN)6]3, а удругому –малодисоційованасіль Ферум (ІІІ)роданід Fe(CNS)3

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] →12KCl + Fe4[Fe(CN)6]3↓,4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]3– → Fe3[Fe(CN)6]2↓;FeCl3 + 3KCNS → 3KCl + Fe(CNS)3,Fe3+ + CNS– → Fe(CNS)3

Якісними реагентамина катіони Ba2+ єсульфат-аніон(SO42–) або хромат-аніон (CrO42–), привзаємодії з якимиутворюються осади:білий BaSO4 іяскраво-жовтийBaCrO4

Ba(NO3)2 + Na2SO4 → 2NaNO3 + BaSO4↓,Ba2+ + SO42– → BaSO4↓;BaCl2 + K2CrO4 → 2KCl + BaCrO4↓,Ba2+ + CrO42– → BaCrO4↓

Якісним реагентом накатіони Ag+ єрозчинні сполуки, щомістять аніонихлоридної тайодидної кислот (Cl–і I– відповідно), якіутворюють з осадибілого (AgCl) іжовтого (AgI)кольору

AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl↓,Ag+ + Cl– → AgCl↓;CH3COOAg + KI → CH3COONa + AgI↓,Ag+ + I– → AgI↓

Якісним реагентом накатіони Pb2+ єхромат-аніон(CrO42–), привзаємодії з якимутворюється блідо-жовтий осад BaCrO4

Pb(NO3)2 + K2CrO4 → 2KNO3 + PbCrO4↓,Pb2+ + CrO42– →BaCrO4↓

Відновні властивостівиявлять солі, в яких атоми будь-якого елементу, що входять до складу аніона чи катіона,

знаходяться у мінімальних чи достаньо низьких ступенях окисненняДо сильнихвідновників зарахунок катіонаналежать солі зкатіонами Fe2+, Cr2+,Mn2+і амоній-катіонNH4+

1. 2Fe+2Cl2 + Cl02 → 2Fe+3Cl–13,2. 4Cr+2Cl2 + O02 + 4HCl →4Cr+3Cl3 + 2H2O–2,3. 2N–3H4Cl +H2S+6O4(конц.)→N02+ S+4O2+ 2HCl+4H2O

За рахуноккислотного залишкавідновні властивостівиявляють солі, щомістять аніонигідрогенгалогеніднихкислот (Cl–, Br–, I–,крім F–), сульфід(S2–), сульфіт(SO32–), нітрит (NO2–)тощо. У наведенихприкладах вказаніступені окисненнявідновників іокисників, щобнаочнішепродемонструватихарактер їхзмінювання

2NaBr–1 + Mn+4O2 + 2H2SO4 →Br20 + Mn+2SO4 + Na2SO4 +2H2O,Na2S–2 + H2O2–1 →S0 + 2NaO–2H,2Na2S+4O3+ O2 → 2Na2S+6O4–2,2KN+3O2 + Br02 + H2O → 2KN+5O3 + 2HBr–1

Окисні властивостівиявлять солі, в яких атоми будь-якого елементу, що входять до складу аніона чи катіона,

знаходяться у максимальних чи достаньо високих ступенях окисненняЗа рахунок катіонаокисні властивостівиявляють солімалоактивнихметалів (Au+3, Hg+2,Cu+2, Ag+1) (Cr+3,Fe+3)

1. 2Au+3(NO3)3 + 3Zn0 →3Zn+2(NO3)2 + 2Au0,2. Cu+2Cl2 + H02 → 2H+1Cl + Cu0,3. 2Fe+3Cl3 + 2KI–1 → 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I02

За рахунок аніонаокисні властивостівиявляють соліокиснювальнихоксигеновмісних

CaS+6O4 + 3CaS–2 → 4CaO + 4S0,KN+5O3 + C+2O →KN+3O2 + C+4O2,

Розділ 2 70

оксигеновміснихкислот (SO42–, NO3–,MnO4– , CrO42–,Cr2O72–)

2KMn+7O4+ 16HCl–1→ 2Mn+2Cl2+ 5Cl02+ 2KCl + +8H2O,K2Cr+62O7+ 14HBr–1 → 2Cr+3Br3+ 3Br02+ 2KBr + +7H2O

Одержання і застосування солейПрактично солі можна одержати, виходячи з будь-якого класу неорганічних сполук. Більшістьспособів добування солей вже розглянуті при попередьому вивченні представників інших класівсполук – оксидів, основ і кислот. У табл. 11.3 дані приклади реакцій, внаслідок якихутворюються солі.

Таблиця 11.3 – Способи одержання солейРеакція нейтралізаціїТакі реакціїпроходять у томувипадку, якщо хочби одна з вихіднихсполук є сильнимелектролітом або,якнайменше,добре розчинноюречовиною

KOH + HNO3 → KNO3 + H2O,Cu(OH)2 + 2CH3COOH → (CH3COO)2Cu + 2H2O,однак:Cu(OH)2 + H2SiO3→реакція не проходить

Взаємодія кислот з основними і амфотерними оксидамиЯк правило, дляцього способуберуть сильнукислоту або,щонайменше,оксид активногометаллу, оскількиміж слабкоюкислотою іоксидоммалоактивногометаллу взаємодіямайже ніколи невідбувається

H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O,3H2SO4 + Al2O3 → Al2(SO4)3 + 3H2O,однак:H2СO3 + PbO → реакція не проходить

Взаємодія кислот із солямиВзаємодіявідбувається,якщо внаслідокреакціїутворюється осадчи (рідше)малодисоційованасполука

H2S + CuCl2 → CuS↓ + 2HCl,HCl + CH3COONa → NaCl + CH3COOH,H2SO4 + 2NaCl(крист.) →t Na2SO4 + 2HCl

Взаємодія двох різних солейВзаємодіявідбувається,якщо внаслідокреакціїутворюється осадчи (рідше)малодисоційованасполука

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl,Pb(NO3)2 + Na2SO4 → 2NaNO3 + PbSO4↓

Взаємодія лугів з кислотними і амфотерними оксидамиРеакція між лугамиі кислотними чиамфотернимиоксидамипроходить урозчині або присплавленнівихідних речовинза високихтемператур. Прицьому зкислотнимиоксидами лугиутворюютьсередні солі, замфотерним урозчині –комплексні, а присплавленні – тежсередні солі

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O,2NaOH + 2NO2→ NaNO3 + NaNO2 + H2O,2КОН + Al2O3 + 3Н2О → 2K[Al(OH)4],2КОН + Al2O3 →t 2KAlO2 + H2O,2NaОН + ZnO + 2Н2О →Na2[Zn(OH)4],2NaОН + ZnO →t Na2ZnO2 + H2O

Взаємодія лугів з солямиВзаємодіявідбувається,якщо внаслідокреакціїутворюється осадчи (рідше)малодисоційованасполука

3KOH + FeCl3 → 3KCl + Fe(OH)3 ↓,NH4Cl + KOH→ KCl + NH4OH,Ba(OH)2 + Na2CO2 → BaCO3↓ + 2NaOH

Взаємодія солетворних оксидів між собоюСолі утворюютьсявнаслідок реакції(за звичайних умовчи при сплавленні)основних ікислотних оксиів,або амфотерних –з кислотними чиосновнимиоксидами

Na2O + SO3 → Na2SO4,CaO + SiO2 →t CaSiO3,P2O5 + Al2O3 →t 2AlPO4,Na2O + Al2O3 →t 2NaAlO2

Взаємодія металів з неметаламиУ такий спосіб

Розчини 71

можна одержатисолібезоксигеновихкислот. Слідпам’ятати, щометали зі зміннимиступенямиокисненняокиснюютьсягалогенами добільш високихступенів (прикладз Fe і Cl2)

2K + Cl2 → 2KCl,2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3,Fe + S →t FeS

Взаємодія металів з кислотамиОдержання солейвнаслідок реакціїметалів зкислотамирозглядалося прививченні теми 16.3

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑,Cu + 8HNO3(розв.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O,Zn + 4H2SO4(конц.) → 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O,3Ag + 4HNO3(розв.) → 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O,4Mg + 5H2SO4(конц.) → 4MgSO4 + H2S↑ + 4H2O

Взаємодія металів із солямиСолі вступають уреакцію тільки збільш активнимиметаллами, щостоять у рядінапруг ліворуч відтого металу, щовходить доскладу солі

Fe + CuSO4→ FeSO4 + Cu,однакFeSO4 + Cu → реакція не проходить

Взаємодія амоніаку з кислотамиАмонійні соліутворюються привзаємодії амоніакузнеокиснювальнимикислотами

NH3 + HCl → NH4Cl,2NH3 + H2SO4(розв.) → (NH4)2SO4,3NH3 + H3РO4 → (NH4)3РO4

Взаємодія лугів з простими речовинамиЗ амфотернимиметалами луги присплавленні даютьсередні солі, авнаслідок реакції урозчинах –комплексні

2NaOH(тв.) + Zn →t Na2ZnO2 + H2↑,2NaOH + Zn + 2Н2О→Na2[Zn(OH)4] + H2↑,2NaOH + 2Al+ 6Н2О→2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

Солі утворюютьсяпри взаємодії лугівз такиминеметалами:кремнієм,фосфором, сіркою,галогенами Cl2 іBr2, рідше – з I2(згідно зі схемами,показаними наприкладі Cl2), авзаємодія зфтором проходитьза іншиммеханізмомпорівняно зрештою галогенів

2KOH + Si + H2O →t K2SiO3 + 2H2↑,3NaOH + 3P →3NaH2PO2 + PH3↑,6KOH + 3S →t K2SO3 + 2K2S + 3H2O,2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O,6NaOH + 3Cl2 →t NaCl + NaClO3 + 3H2O,однак: 4NaOH + 2F2 � 4NaF + O2 + 2H2O

Солі широко застосовуються в різних галузях техніки і народного господарства. Наприклад,

Натрій хлорид NaCI є сировиною для одержання хлору, хлоридної кислоти, Натрій гідроксиду,соди та інших речовин. Сода Na2СО3 – один із головних продуктів основної хімічноїпромисловості. Вона використовується у виробництві скла, мила, фарб. Кальцієві та амонійні соліфосфатної кислоти відомі як фосфорні добрива, а нітратні солі амонію та Калію – як азотні.

Розчини

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

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

5.6. Приклади розв'язання типових задач

Ключові терміни:аерозоль, азеотроп, азеотропний розчин, грубодисперсні системи, гідратація, гідрати,гідрозолі, децимолярний розчин, децинормальний розчин, дисперсна система, дисперснафаза, дисперсійне середовище, еквівалент, екстракція, емульсія, ефект Тіндаля, законГенрі, закон еквівалентів, закон розподілу Нернста-Шилова, золі, коефіцієнт розчинності,концентрація розчинів, кристалогідрати, кристалосольвати, критична температурарозчинення, ліозолі, масова кристалізація, масова частка, мольна частка, моляльнаконцентрація, моляльність, молярна концентрація, молярна концентрація еквівалента,

Розчини 72

молярність, насичений розчин, ненасичений розчин, нормальна концентрація,нормальність, органозолі, пересичений розчин, правило Менделєєва, піна, розчин,розчинність, сантимолярний розчин, сантинормальний розчин, сольватація, сольвати,суспензія, титр, тонкодисперсні (мікрогетерогенні) системи, ультрамікрогетерогенні(колоїдно-дисперсні) системи, істинний розчин

5.1. Загальні уявлення про дисперсні системиХімічна взаємодія між вихідними сполуками під час гомогенних реакцій відбувається призіткненні частинок по всьому об'єму реакційного середовища, а під час гетерогенних – наповерхні поділу фаз при контакті реагуючих речовин, причому швидкість реакції є тим більшою,чим сильніше розвинена поверхня. З цих позицій особливо важливими є дисперсні системи, якіхарактеризуються великою питомою поверхнею компонентів.

Дисперсна система – це гетерогенна суміш речовин, що складається як мінімум з двох фаз,що мають сильно розвинену поверхню поділу, хімічно не взаємодіють одна з одною івідрізняються практично повною взаємною нерозчинністю.

В дисперсній системі одна з фаз утворює неперервне середовище (рідина, газ, тверде тіло), воб'ємі якого рівномірно розподілена (розосереджена) інша фаза у вигляді дрібних твердихчастинок, крапель рідини або бульбашок газу. Таким чином дисперсна система міститьщонайменше два компоненти, тому розрізняють два поняття: дисперсна фаза і дисперсійнесередовище (рис. 5.1).

Дисперсна фаза – це диспергована речовина (у вигляді дрібних твердих кристаликів,крапель рідини, бульбашок газу, асоціатів молекул чи іонів) – тобто та частина дисперсноїсистеми, яка рівномірно розподілена в об’ємі іншої речовини.

Дисперсійне середовище – це неперервне середовище, в якому рівномірно розподіленідисперговані частинки дисперсної фази.

Рисунок 5.1 – Дисперсна система: s – частинки дисперсної фази (у вигляді дрібнихтвердих кристаликів, крапель рідини, бульбашок газу, асоціатів молекул чиіонів), d – адсорбційний шар, f – однорідне дисперсійне середовищі

Дисперсну фазу можна відділити від дисперсійного середовища будь-яким фізичнимспособом: фільтруванням (рис. 5.2), центрифугуванням, сепаруванням, відстоюванням тощо.

Рисунок 5.2 – Розділення дисперсної системи фільтруванням: досить крупні частинкидисперсної фази не проходять крізь пори паперового фільтру на відміну від дрібнішихчастинок дисперсійного середовища

Дисперсні системи значно поширені в природі, техніці та в повсякденному побуті. Широковідомими прикладами дисперсних систем є суспензії, емульсії, піни, аерозолі.

Суспензія – це дисперсна система, в якій дисперсною фазою є тверда речовина, адисперсійним середовищем – рідина.

Прикладом суспензії може бути система, що утворюється при збовтуванні глини чи крейди уводі, барви, пасти.

Емульсія – це дисперсна система, в якій рідка дисперсна фаза рівномірно розподілена в об’ємірідкого дисперсійного середовища, тобто емульсія складається з двох взаємно нерозчиннихрідин.

До емульсій належить, приміром, молоко (в ньому дисперсною фазою виступають краплинижиру, а дисперсійним середовищем – вода), маргарин, морозиво, майонез, вершки (рис. 5.3).

Рисунок 5.3 – Структура емульсій: а) дисперсна система, що містить рідку дисперсну фазу(жир) і рідке дисперсійне середовище (вода); б) дисперсна система, в якій дисперсною фазою євода, а дисперсійним середовищем – рідкий жир (олія)

При відстоюванні суспензії та емульсії розділяються (розшаровуються) на складові частини:дисперсну фазу і дисперсійне середовище. Так, якщо збовтати бензен С6Н6 з водою, тоутворюється непрозора емульсія, яка через деякий час розділяється на два шари: верхнійбензеновий і нижній водний (рис. 5.4). Для запобігання розшаровуванню емульсій в них додаютьемульгатори – речовини, що надають емульсіям агрегатну стабільність.

Розчини 73

Рисунок 5.4 – Емульсії: а) дисперсна система, що складається з рідкої дисперсної фази (олія) ірідкого дисперсійного середовища (води); б) розшаровування емульсії на складові частини післявідстоювання

Піна – комірчаста дисперсна система, в якій дисперсною фазою є сукупність бульбашок газу(чи пари), а дисперсійним середовищем – рідина чи тверде тіло.

У пінах загальний об'єм газу, що міститься у бульбашках, може у сотні разів перебільшуватиоб’єм рідкого чи твердого дисперсійного середовища, який знаходиться у прошарках міжбульбашками газу (рис. 5.5).

Рисунок 5.5 – Піни: а) з рідким дисперсійним середовищем; б) з твердим дисперсійнимсередовищем

Аерозоль – дисперсна система, що складається з дрібних твердих або рідких частинокдисперсної фази, рівномірно розподілених по газовому дисперсійному середовищу (найчастішепо повітрю).

Аерозолі часто зустрічаються в оточуючому середовищі. Серед природних аерозолів доречнозгадати такі різновиди:

1) Туман – аерозольна дисперсна система, що складається з рідкої дисперсної фази(краплі рідини 10 мкм) і газового дисперсійного середовища (рис. 5.6 а).

2) Дим – аерозольна дисперсна система, що складається з твердої дисперсної фази(частинки 0,1-5 мкм) і газового дисперсійного середовища (рис. 5.6 б).

3) Смог – аерозольна дисперсна система, що складається з суміші твердої і рідкоїдисперсних фаз (частинки 0,1-50 мкм) і газового дисперсійного середовища (рис. 5.6 в).

4) Пил – аерозольна дисперсна система, що складається з твердої дисперсної фази(частинки 10-100 мкм) і газового дисперсійного середовища (рис. 5.6 г).

Рисунок 5.6 – Приклади аерозольних дисперсних систем: а) туман; б) дим; в) смог; г) пилРізноманітність і численність дисперсних систем вимагає їх всебічної класифікації за різними

ознаками.I . Класифікація за ступенем дисперсності. Залежно від розмірів частинок дисперсної фази

дисперсні системи умовно поділяються на три групи (рис. 5.7).

Рисунок 5.7 – Класифікація дисперсних систем за розміром частинок (дляпорівняння наведені розміри частинок в істинних розчинах)

1. Грубодисперсні системи, в яких розмір частинок перебільшує 10–5 м. Ця групадисперсних систем характеризується певними ознаками: частинки дисперсної фазиосідають (або спливають) у полі гравітаційних сил, не проходять крізь паперовіфільтри (рис. 5.2); їх можна роздивитися у звичайному мікроскопі. До них належатьсуспензії, емульсії, пил, піна тощо.

2. Тонкодисперсні (або мікрогетерогенні) системи з розміром частинок 10–5–10–7 м. Доних належать тонкі зависі, дими, поруваті тверді т іла.

3. Ультрамікрогетерогенні (або колоїдно-дисперсні) системи, в яких частинки

Розчини 74

розміром 10–9–10–7 м утворюють асоціати з 103_109 атомів, завдяки чому між ними ірозчинником виникає поверхня поділу. Колоїдні розчини характеризуютьсягранично-високодисперсним станом, їх звичайно називають золі, або часто ліозолі,щоб підкреслити, що дисперсійним середовищем є рідина (ліос – рідкий). Якщодисперсійним середовищем є вода, такі золі називають гідрозолі, а якщо органічнарідина — органозолі.Для більшості колоїдних розчинів притаманні такі ознаки:

невелика швидкість дифузії та відсутність здатності проходити черезнапівпроникні мембрани;частинки дисперсної фази (колоїдні частинки) можна роздивитися лише задопомогою ультрамікроскопа чи електронного мікроскопа;розсіювання променів світла колоїдними частинками, внаслідок чого вультрамікроскопі вони мають вигляд світних цяток, що перебувають убезперервному хаотичному русі – це явище називається ефект Тіндаля(рис. 5.8);присутність стабілізаторів (іонів електролітів), які утворюють на поверхніподілу фаз іонний шар або сольватну оболонку, що забезпечує існуваннячастинок у суспендованому стані та перешкоджає їхньому злипанню;дисперсна фаза має малу розчинність у дисперсійному середовищі.

В якості прикладів колоїдних систем можна навести крохмаль, білки, полімери, каучук, мила,гідроксиди алюмінію та феруму.

Рисунок 5.8 – Ультрамікрогетерогенна (тонкодисперсна) система: а) колоїдний розчин;б) розсіювання світла колоїдним розчином (ефект Тіндаля); в) схема відхилення тонкогопроменю світла при проходженні через колоїдний розчин

II. Класифікація дисперсних систем за співвідношенням агрегатних станів дисперсної фази ідисперсійного середовища (табл. 5.1 – 5.3). Відповідно до такої класифікації при умовномузапису дисперсних систем спочатку зазначають агрегатний стан дисперсної фази за допомогоюбукв: Г (газ), Р (рідина) чи Т (тверда фаза), а потім після тире (чи через косу риску) – агрегатнийстан дисперсійного середовища, наприклад, для дисперсної системи «газ у рідині» прийнятопозначення Г/Р.Таблиця 5.1 – Класифікація дисперсних систем з газоподібним дисперсійним середовищемПозначеннядисперсноїсистеми

Назва дисперсної системи і приклади

Г/Г Дисперсна система не утворюється

Р/Г

Аерозолі:

Т/Г

Аерозолі, порошки:

Таблиця 5.2 – Класифікація дисперсних систем з рідким дисперсійним середовищем

Позначеннядисперсноїсистеми

Назва дисперсної системи і приклади

Г/Р

Газові емульсії, піни:

Розчини 75

Р/Р

Емульсії:

Т/Р

Суспензії та золі:

Таблиця 5.3 – Класифікація дисперсних систем з твердим дисперсійним середовищемПозначеннядисперсноїсистеми

Назва дисперсної системи і приклади

Г/Т

Поруваті тіла:

Р/Т

Капілярні системи:

Розчини 76

Т/Т

Тверді гетерогенні системи:

5.2. Істинні розчини. Основні поняттяЯкщо дисперсна фаза подрібнена до розмірів молекул та іонів (менш 10–9 м), між частинкамидисперсної фази і дисперсійного середовища зникає поверхня поділу, система стає гомогенною,– утворюється істинний розчин, або просто розчин.

Розчин – це гомогенна термодинамічно стійка система змінного складу, яка містить декількакомпонентів: розчинник, розчинену речовину (одну чи декілька) та продукти їх взаємодії.

Звичайно розчинником вважається компонент, який у вільному вигляді перебував у тому жагрегатному стані, що й утворений розчин. Однак якщо до розчинення обидва компонентизнаходилися в однаковому агрегатному стані, то за розчинник приймають речовину, кількістьякої у розчині суттєво більша. Винятком з цього правила вважаються розчини, одним зкомпонентів якого є вода – такі розчини звичайно називають водними, навіть при меншійкількості води порівняно з кількістю інших компонентів.

Розчини належать до рівноважних однорідних систем, які досягли мінімуму енергії Гіббса зарахунок усіх можливих типів взаємодії між складовими частинками. Відмінними ознакамиістинних розчинів є відсутність поверхні поділу між компонентами, що зумовлює прозорість івисоку стійкість розчинів, тому вони самочинно не розділяються на складові частини протягомтривалого часу (рис. 5.9).

Рисунок 5.9 – Істинний розчин: а) прозорий водний розчин; б) точкова пляма світла на екраніпісля проходження тонкого променя світла через істинний розчин; в) схема проходженняпроменя світла через істинний розчин без відхилення

Розчини мають як спільні риси з механічними сумішами і хімічними сполуками, так і відмінностівід них. Подібно до механічних сумішей розчини мають змінний склад, але, на відміну від них,розчин неможливо розділити на компоненти простими фізичними методами (фільтруванням,відстоюванням тощо). Останнє цілком справедливо і для хімічних сполук, які здебільшогохарактеризуються сталим складом.

Залежно від агрегатного стану розчини поділяються на три групи, кожна з яких має своїособливості.

1. Газоподібні розчини – це суміші газів, що не взаємодіють між собою (рис. 5.10),наприклад, повітря (суміш N2, O2, CO2 та ін.), природний газ.

Розчини 77

Рисунок 5.10 – Газоподібний розчин Cl2 у повітрі2. Рідкі розчини – це однофазні гомогенні системи (рис. 5.11), що утворюються при

розчиненні газоподібних, рідких або твердих речовин у рідкому розчиннику, роль якихможуть відігравати неорганічні речовини (найчастіше – це вода, рідкий амоніак,безводна сульфатна чи оцтова кислоти) або органічні сполуки (метанол, інші спирти,ацетон, бензен, тетрахлорометан тощо).

Рисунок 5.11 – Рідкі водні розчини (зліва направо): червоний кобальт (ІІ) нітрат Co(NO3)2,оранжевий калій дихромат K2Cr2O7, жовтий калій хромат K2CrO4, зелений нікель (ІІ) хлорид NiCl2,блакитний купрум (ІІ) сульфат CuSO4, рожево-фіолетовий калій перманганат KMnO4

3. Тверді розчини, які можуть утворюватися солями, металами чи оксидами. Твердірозчини поділяються на два типи:

Тверді розчини заміщення (рис. 5.12а), компоненти яких мають однотипну кристалічнурешітку і близькі розміри частинок;Тверді розчини вкорінення (рис. 5.12б) утворюються внаслідок закріплення молекул,атомів чи іонів однієї речовини у пустотах кристалічної решітки іншої речовини.

Рисунок 5.12 – Тверді розчини: а) заміщення; б) вкорінення

5.3. Утворення розчинівПротягом тривалого наукового дослідження і вивчення розчинів виникало багато теоретичнихобґрунтувань щодо особливостей їх утворення та властивостей. Розглянемо найважливіші зних.

Фізична теорія розчинів (Вант-Гофф, Арреніус) розглядає процес розчинення як простийрозподіл (диспергування) однієї речовини по всьому об’єму іншої, а розчинник – індиферентнесередовище, в якому хаотично розподілені частинки розчиненої речовини. Згідно з цією теорієювластивості розчинів повинні залежати лише від концентрації розчиненої речовини.

Хімічна теорія розчинів (Д.І.Менделєєв) розглядає розчин як динамічну систему, міжрівноцінними компонентами якої – розчинником і розчиненою речовиною – відбувається хімічнавзаємодія.

Сучасна теорія розчинів (Каблуков, Кістяковський) є поєднанням фізичної і хімічної теорій.Відповідно до неї процес розчинення вважається складною сукупністю фізико-хімічних явищ,серед яких виділяють три основні етапи.

1. Руйнування структури речовини, що розчиняється. На руйнування хімічних іміжмолекулярних зв’язків необхідно витратити певну енергію, тому цей етапсупроводжується поглинанням теплоти і зростанням ентальпії: ΔHруйн > 0.

2. Хімічна взаємодія (рис. 5.13а) розчинника з частинками речовини – так званасольватація (або гідратація, якщо розчинником є вода). При цьому утворюютьсясольвати (або гідрати) – нестійкі хімічні сполуки частинок розчиненої речовини змолекулами розчинника (або води) (рис. 5.13б).

Розчини 78

Рисунок 5.13 – Схема розчинення солі NaCl: а) руйнування кристалічної решітки і гідратаціяіонів Na+ і Cl–; б) моделі гідратованих іонів Na+ і Cl–

Завдяки виникненню нових зв’язків у процесі сольватації, енергія вивільняється, томуспостерігається виділення теплоти, а ентальпія системи зменшується: ΔНсольв < 0. Слідзазначити, що зменшення ентальпії системи помітно залежить від розмірів іонів, які піддаютьсясольватації: чим меншим є радіус іона, тим сильніше він сольватується.

Утворення сольватів супроводжується зовнішніми ознаками, наприклад, зміненням об’єму призмішуванні етанолу С2Н5ОН з водою, виділенням теплоти внаслідок розчинення Н2SO4 у воді,зміненням забарвлення (білий CuSO4 утворює синій розчин, сині кристали CoCl2 – рожевий).

Навіть забарвлення різних розчинів однієї сполуки відрізняються залежно від природирозчинника. Наприклад, при гідратації солі кобальту (II) водний розчин набуває рожевогокольору, а при сольватації цієї ж солі в ацетоні – блакитного (рис. 5.14). Подібним чиномповодять себе більшість солей і деякі представники інших класів неорганічних сполук.

Рисунок 5.14 – Забарвлення розчинів кобальт (ІІ) хлориду CoCl2 при утворенні: а) гідратів змолекулами води CoCl2 · nН2О; б) сольватів з ацетоном CoCl2 · m(CH3)2CO

Цікаво, що при випаровуванні води-розчинника із розчину залишається рожевий осад складуCoCl2 · 6Н2О, а при випаровуванні ацетону-розчинника – блакитний осад складуCoCl2 · 6(CH3)2CO. З неводних розчинів теж вдається добувати тверді речовини. Наприклад, зметиловим спиртом утворюються тверді осади складу CaCl2 · 6CH3OH, Mg(ClO4)2 · 6CH3OH. Це –кристалосольвати. Отже, існування сольватів у розчинах підтверджується можливістювиділення з них кристалосольватів.

Кристалосольвати – тверді сполуки, у кристалічній решітці яких міститься деяка кількістьмолекул розчинника. Якщо розчинником є вода, такі кристалосольвати називаютьсякристалогідрати.

3. Самочинний процес рівномірного розподілення сольватів (гідратів) у розчиннику, щопов’язаний з дифузією і вимагає витрати енергії. Ентальпія системи при цьому зростає:ΔНдиф > 0.

Загальне змінення ентальпії в процесі розчинення включає три складових, щохарактеризують окремі етапи розчиненя (рис. 5.15):

Розчини 79

Рисунок 5.15 – Змінення ентальпії системи при розчиненні: на руйнування хімічних зв’язківвитрачається енергія, тому , а внаслідок сольватації енергія вивільняється,тому

Сумарний тепловий ефект процесу розчинення може бути додатним (ендотермічнерозчинення) чи від’ємним (екзотермічне розчинення). Наприклад, розчинення звичайної соліNaCl проходить з незначним поглинанням теплоти і невеликим зростанням ентальпії:

= 4 кДж/моль (рис. 5.16).

Рисунок 5.16 – Тепловий ефект розчинення NaCl у воді визначається енергією руйнуваннякристалічної решітки і енергією гідратації:= 788 + (–784) = 4 кДж/моль

Якщо у воді розчиняються гази чи рідини, то енергія для розриву зв’язківневелика і розчинення супроводжується виділенням теплоти ( ). Прирозчиненні кристалічних речовин, руйнування решітки потребує значної витрати енергії. Томурозчинення твердих речовин у воді частіше протікає з поглинанням теплоти (

) і належить до ендотермічних процесів.Процес розчинення відбувається самочинно ( ) до досягнення розчином стану

насичення. Однак тепловий ефект ( ) і змінення ентропії ( ) можуть бути яквід’ємними, так і додатними. Розчинення газів супроводжується виділенням теплоти (

) і зменшенням ентропії ( ), оскільки система набуває більш впорядкованогостану порівняно з вільним газом. Відповідно до рівняння самочинному розчиненню газів сприяють низькі температури. Чим вища температура, тимбільша імовірність, що величина досягне значення , а рівність

відповідає стану рівноваги при розчиненні ( ), тобтонасиченню розчину.

Розчинення кристалічних речовин часто відбувається з поглинанням теплоти ( ) ізростанням ентропії ( ). Згідно з рівнянням самочинномурозчиненню кристалічних речовин у воді сприяють високі температури. При низькихтемпературах можливо, що добуток не досягатиме значення і енергіяГіббса процесу буде додатною ( ), тобто розчинення самочинно не відбуватиметься.

5.4. Концентрація розчинівКожний реальний розчин характеризується набором своїх власних параметрів: масою, об’ємом,

Розчини 80

температурою, тиском (цей показник є особливо важливим для газоподібних розчинів),густиною, концентрацією тощо.

Концентрація розчинів – це величина, що характеризує кількісний склад розчину і визначаєвідносну кількість розчиненої речовини, яка міститься у певній кількості розчину або припадаєна певну кількість розчинника.

Для якісної оцінки концентрації розчину використовують терміни: розведений іконцентрований, однак межі між ними досить умовні. Для точного вираження концентраціїрозчину застосовують декілька способів.

1. Масова частка ω – це величина, яка визначається відношенням маси розчиненої речовини(mреч) до маси всього розчину (mрозч) і вимірюється у частках одиниці:

(5.1)Однак іноді масову частку виражають у відсотках – у цьому випадку її можутьназивати відсотковою концентрацією, або масовою часткою у відсотках:

(5.2)З рівняння (5.2) зрозуміло, що відсоткова концентрація показує, скільки грамів розчиненоїречовини mреч міститься у кожних 100 г розчину.

2. Молярна концентрація, або молярність СМ – це величина, що дорівнює відношенню

кількості розчиненої речовини до об'єму розчину (Vрозч), виміряному в літрах:

(5.3)Молярна концентрація СМ показує, яка кількість розчиненої речовини реч (моль)міститься у кожному літрі розчину.

Молярність розчину виражається у [моль/л], але замість цієї розмірності дозволенопозначати її великою літерою М, наприклад, записи 2 моль/л H2SO4 і 2М H2SO4 єрівноцінними. Вони вказують на розчин сульфатної кислоти, в одному літрі якого міститься2 моль H2SO4. Розчин, в 1 л якого міститься 0,1 моль розчиненої речовининазивається децимолярний розчин, якщо кількість розчиненої речовини складає 0,01 мольречовини, то це сантимолярний розчин.

3. Молярна концентрація еквівалента, або нормальнаконцентрація, або нормальність СN – це величина, що визначається відношеннямкількості еквівалентів (nекв) розчиненої речовини до об'єму розчину (Vрозч), виміряному влітрах:

(5.4)Нормальна концентрація, або нормальність СN показує, яка кількість еквівалентіврозчиненої речовини mреч (моль-екв) міститься у кожному літрі розчину, томувиражається у [моль-екв/л], чи просто [моль/л]. По аналогії з молярною концентрацієюнормальність позначають буквою N (рідше – н), наприклад, запис 0,25 N (0,25 н) тотожнийзапису 0,25 моль-екв/л.

Розчин називають децинормальний розчин, якщо він містить 0,1 моль еквівалентіврозчиненої речовини в одному літрі, і сантинормальний розчин, якщо розчиненої речовинив одному літрі міститься 0,01 моль еквівалентів

Нагадаємо, що еквівалент – це така реальна або умовна частка речовини, яка вобмінних реакціях може заміщувати, приєднувати або вивільняти 1 атом чи 1 іонГідрогену.

За допомогою нормальної концентрації можна виразити окремий випадок законеквівалентів щодо обмінних реакцій у розчинах:

взаємодія між розчинами відбувається в об'ємних співвідношеннях, оберненопропорційних їх нормальностям (тобто молярним концентраціям еквівалентів):

(5.5)Вираз закону еквівалентів (5.5) дозволяє робити певні обчислення і за відомими данимиоднієї сполуки знаходити невідому величину іншої (наприклад, нормальність CN2 чи об’ємV2), з якою перша сполука пов’язана стехіометричним співвідношенням:

(5.6)4. Моляльна концентрація, або моляльність Сm – це величина, яка визначається

відношенням кількості розчиненої речовини ( реч) до маси розчинника (mрозч-ка),виміряної у кілограмах:

(5.7)Моляльність Сm показує число молів розчиненої речовини, що приходиться на 1 кг (1000 г)розчинника, тому вона виражається у [моль/кг]. Як правило, в більшості стехіометричнихрозрахунків кількість речовини ( реч) звичайно вимірюють у г/моль, а масу розчинника(mрозч–ка) – у грамах, тому для приведення моляльної концентрації до відповідноїрозмірності у числівнику рівняння (5.7) необхідно ставити число 1000. Якщо ж масарозчинника буде виміряною у кг, тоді перемножувати числівник на 1000 не потрібно.

5. Мольна частка – це величина, що визначається відношенням кількості розчиненоїречовини 1 до загальної кількості всіх речовин у розчині (тобто суми числа моліврозчиненої речовини 1 і числа молів розчинника 2). Раніше мольна частка позначаласявеликою літерою N, але в останній час уведене нове позначення – грецькою буквою (хі),тому необхідно брати до уваги обидва варіанти:

1 (5.8)6. Титр Т – це величина, що визначається відношенням маси розчиненої речовини до об’єму

розчину, виміряному у літрах.

(5.9)Інакше кажучи, титр Т показує, скільки грамів розчиненої речовини міститься в 1 млрозчину, тому вимірюється в [г/мл]. Відносно формули (5.9) знов необхідно привести деякіпояснення. Число 1000 у числівнику ставиться у тому випадку, коли об’єм розчинувиміряний у літрах. Якщо об’єм виражається у мл, то числівник на 1000 перемножувати неслід.

5.5. РозчинністьТерміну «розчинність» у хімії прийнято надавати подвійного змісту. З одного боку, підрозчинністю розуміють здатність речовини у вигляді найдрібніших структурних одиниць(сольватованих молекул, іонів тощо) рівномірно розподілятися по всьому об’єму розчинника, а зіншого – кількісний показник, пов’язаний з максимальною за даних умов концентрацієюрозчиненого компонента у розчині.

За розчинністю у воді усі речовини поділяються на три групи.

Розчини 81

1. Добре розчинні речовини, наприклад, цукор, натрій хлорид, натрій гідроксид (тверді);етиловий спирт, ацетон (рідкі); хлороводень, амоніак (гази).

2. Малорозчинні: кальцій сульфат, свинець (тверді речовини); діетиловий етер, бензен(рідини); кисень, азот, метан (гази).

3. Нерозчинні: скло, срібло, золото (тверді речовини); гас, рослинні масла (рідини); гелій,неон, аргон (гази).

Кількісною характеристикою розчинності можуть виступати дві характеристики: коефіцієнтрозчинності , яким найчастіше користуються в інженерних розрахунках, і власно розчинність s,до якої зазвичай звертаються у розрахунках з аналітичної хімії.

Коефіцієнт розчинності – це величина, що показує, скільки грамів речовини можемаксимально розчинитися у 100 г розчинника при даній температурі.

Наприклад, запис 18Pb(NO3)2 = 51,7 означає, що при 18 °С у 100 г води може максимальнорозчинитися 51,7 г солі Pb(NO3)2. Якщо у такий розчин внести ще декілька кристаликів Pb(NO3)2,то вони за даної температури розчинятися не будуть, а залишаються в осаді. Але між осадом ірозчиненою речовиною у розчині встановлюється динамічна рівновага: одночасно здійснюєтьсячасткове розчинення осаду і кристалізація речовини із розчину, причому обидва процесивідбуваються з однаковими швидкостями (рис. 5.17 б).

Рисунок 5.17 – Співвідношення між кількістю частинок, що випадають в осад і розчиняються урозчині: а) ненасиченому; б) насиченому; в) пересиченому

Розчин, в якому за даної температури речовина більш не розчиняється і встановлюєтьсядинамічна рівновага між розчиненою речовиною у розчині та її осадом, називається насиченийрозчин.

Молярна концентрація розчиненої речовини в насиченому розчині називається розчинність s:

Оскільки розчинність s визначає молярну концентрацію, то одиницею її вимірювання є[моль/л], цю величину використовують для розрахунків поряд із коефіцієнтом розчинності .

Розчин, який містить менше розчиненої речовини, ніж необхідно для його насичення, і вякому може розчинятися додаткова кількість речовини, називається ненасичений розчин.

У ненасиченому розчині відбувається самочинний процес розчинення твердої фази, внаслідокякого вся речовина опиняється у розчині (рис. 5.17 а).

Поняття «насичені» та «ненасичені» розчини не слід ототожнювати з поняттями«концентровані» та «розведені» розчини. Існує багато малорозчинних речовин (СаСО3, СаSO4),насичені розчини яких мають низьку концентрацію, тобто є розведеними.

Деякі речовини можуть утворювати так звані пересичені розчини (рис. 5.17 в), в якихконцентрація розчиненої речовини перебільшує величину розчинності s.

Розчин, в якому при певній температурі міститься більше розчиненої речовини, ніж цезумовлено межею розчинності, називається пересичений розчин.

Існування пересичених розчинів зумовлюється кінетичними чинниками процесу кристалізації, якіускладнюють окремі етапи утворення осаду: виникнення центрів кристалізації (так званих«зародків кристалізації»), побудову кристалічної решітки і зростання окремих кристалів. Протена відміну від термодинамічно стійких ненасичених і насичених розчинів, пересичений розчинє метастабільною (тобто термодинамічно нестійкою) системою. Тому навіть при незначномузовнішньому втручанні надлишкова кількість речовини (відносно значення розчинності s)миттєво випадає в осад, а розчин при цьому перетворюється на насичений. Пересичені розчиниодержують за допомогою спеціальних методів, наприклад, при дуже повільному і обережномуохолодженні насичених розчинів. (рис. 5.18).

Рисунок 5.18 – Утворення пересиченого розчину Na2S2O3: а) нагрівання твердогокристалогідрату натрій тіосульфату Na2S2O3·5H2O; б) за рахунок кристалізаційної води, щомістилася у кристалогідраті та вивільнилася при його нагріванні, відбувається розчиненнябезводної твердої фази (Na2S2O3) і утворення метастабільного пересиченого розчину; в) принезначному зовнішньому втручанні (постукування по колбі скляною паличкою) надлишокрозчиненого натрій тіосульфату миттєво випадає в осад, утворюючи кристали Na2S2O3 повсьому об’єму

Розчини 82

ВІДЕОРОЛІК 3 - Пересичений розчин натрій ацетату і самочинна масова кристалізація осаду CH3COONa

Для графічного опису границь існування розчину певної речовини у ненасиченому, насиченомучи пересиченому стані користуються діаграмами розчинності, або політермами (рис. 5.19).

Рисунок 5.19 – Діаграма (політерма) розчинності: лінія АВС – крива розчинності, якахарактеризує залежність концентрації насиченого розчину від температури; пунктирна лініяEG – крива максимального пересичення; 1 – область надпересичення, яку технічно неможливодосягти у реальних умовах; 2 – область пересичених (метастабільних) розчинів; 3 – областьненасичених розчинів

Крива АВС на рис. 5.19 відображає залежність розчинності s речовини від температури івідповідає рівноважному стану фазової діаграми

Кристали речовини насичений розчин.Нижче кривої розчинності АВС, яка одночасно характеризує концентрації насичених розчинів,

знаходиться область ненасичених розчинів (3), здатних додатково розчиняти ще певнукількість речовини, вище – область пересичених розчинів (2). Крива EG показує максимальнуконцентрацію пересиченого розчину, яку можна експериментально досягти в реальних умовах.

Розглянемо гіпотетичний випадок з розчином, склад якого відповідає точці К притемпературі Т2. При додаванні кристалів речовини до цього розчину буде проходити їхрозчинення, а концентрація – поступово зростати до точки В, тобто до досягнення станунасиченості. Однак при подальшому введенні кристалів речовини до одержаного насиченогорозчину (точка В), концентрація не зміниться, а вся додана речовина осяде на дні посудини увигляді осаду, який перебуває у стані рівноваги з розчиненою речовиною у розчині. Якщо тепернагрівати цей насичений розчин вище температури Т2, кристали, що перебувають у рівновазі зрозчином, починають розчинятися, а точка В – пересуватися вверх вздовж кривої розчинностіАВС до точки О, яка відповідає температурі кипіння Ткип при даному тиску. В точці О криварозчинності АВС обривається, оскільки розчинник випаровується у газову фазу, а надлишкова(порівняно з величиною розчинності s) частина розчиненої речовина випадає в осад.

Уявимо інший експеримент. Якщо повільно і дуже обережно, без струшування таперемішування, охолодити ненасичений розчин складу D від температури Т3 до Т2, концентраціяречовини не змінюється, оскільки не змінюється кількісне співвідношення між розчиненоюречовиною і розчинником. Тим не менше, розчин стає насиченим (точка В на кривій АВС), тому щопри нижчій температурі (Т2) розчинність речовини менше, ніж при більш високій температурі (Т3).Подальше поступове охолодження нижче температури Т2 переводить насичений розчин вобласть існування пересичених метастабільних розчинів (область 2 між кривими АВС і EG). Притемпературі Т1 (точка Е на кривій EG) починається (і буде продовжуватися і після припиненняохолодження) спонтанна масова кристалізація речовини, приклад якої можна спостерігативізуально при миттєвому утворенні осаду натрій ацетату в пересиченому розчині при введенні внього кристаликів CH3COONa (Відеоролік 3).

Масова кристалізація – одночасне виникнення в об’ємі всього пересиченого розчину великоїкількості кристалів речовини.

Внаслідок масової кристалізації концентрація у розчині буде зменшуватися згідно з кривоюEF, а розчин стане насиченим (рис. 5.19). У точці F кристалізація припиняється.

Слід знати, що кристалізація є найпоширенішим методом одержання і очистки речовин. Длявидалення домішок з технічних продуктів використовують їх перекристалізацію з воднихрозчинів. Для цього, якщо розчинність забрудненої речовини зростає при підвищеннітемператури, її нагрівають у мінімальній кількості води до високої температури, відділяютьмеханічні домішки шляхом фільтрування чи відстоювання, а потім охолоджують розчин,викликаючи примусову масову кристалізацію очищеної речовини.

Крім температури, на розчинність речовин впливають інші зовнішні умови, а такожспіввідношення між хімічною природою речовини і розчинника. Тут діє відома закономірність, якузвичайно називають правило Менделєєва: подібне розчиняється в подібному. Це означає, щоречовини з неполярним ковалентним зв’язком краще розчиняються в неполярних розчинниках і,навпаки, речовини з полярним ковалентним або іонним зв’язком краще розчиняються в полярнихрозчинниках. Так, кисень, в молекулах якого здійснюється неполярний ковалентний зв’язок,

Розчини 83

добре розчиняється у неполярному бензені і погано – у полярному розчиннику воді. І, навпаки,кристали натрій хлориду NaCl з іонним зв’язком дуже легко розчиняються у воді, молекули якихє полярними, і зовсім погано – у малополярних органічних розчинниках.

5.5.1 Розчинність газівВзаємна розчинність газів є необмеженою. Це означає, що при змішуванні декількох газів вониутворюють гомогенну газову суміш, незалежно від їх кількісного співвідношення. До речі, такіпроцеси дуже часто спостерігаються у повсякденному житті, наприклад, швидке поширеннязапахів у приміщенні.

Розчинність газів у рідинах залежіть від природи газу і розчинника, тиску, температури івиражається кількістю літрів (а інколи кількістю грамів) розчиненого газу в 1 л розчинника.Наприклад, при кімнатній температурі в 1 л Н2О розчиняється близько 700 л NH3 і лише 0,02 лN2. Необхідно додати, що розчинність газів в органічних рідинах помітно перебільшуєрозчинність їх у воді.

Хімічна природа газу і розчинника виявляється у можливості взаємодії між розчинником. Так,за однакових зовнішніх умов розчинності N2 i NH3 у воді неоднакові, оскільки молекулярний азотз водою не реагує, у той час як амоніак утворює гідрат NH3 · H2O (інакше кажучи – гідроксидамонію NH4OН), що відповідно до принципу Ле Шательє сприяє зміщенню рівноваги у правий бік,тобто посилює розчинність амоніаку:

, реакція не проходить.

Залежність розчинності газів від тиску виражає закон Генрі:розчинність газу в рідині за умов сталої температури прямо пропорційна його парціальному

тиску

(5.10)де m – маса газу, що розчиняється в 1 л розчинника, Р' – тиск газу (або парціальний тиск,коли має місце суміш газів), k – коефіцієнт, що характеризує природу розчину.

Для газів, здатних хімічно взаємодіяти з розчинником, закон Генрі не виконується, тому що такігази вступають в практично необоротну хімічну реакцію, наприклад:

;

.Закон Генрі виконується тільки наближено і в тому випадку, коли взаємодія газу з рідиною

має оборотний характер, наприклад:

;

.А за умови сталого тиску розчинність газів зменшується з підвищенням температури (рис.

5.20) – відповідно до принципу Ле Шательє, оскільки розчинність газів належить доекзотермічних процесів (ΔH < 0). Це явище дуже легко спостерігати, якщо налити у склянкуохолоджену воду і залишити її на деякий час при кімнатній температури. Досить швидковнутрішні стінки склянки покриються бульбашками газу – це повітря, що було розчинено ухолодній воді.

Рисунок 5.20 – Залежність розчинності деяких газів від температури при постійному тискуЗавдяки зменшенню розчинності газів при підвищення температури кип’ятіння розчину дає

змогу практично повністю позбутися розчинених у воді газів. Проте є випадки, коли цьогодосягти неможливо. Так, при нагріванні розчину хлоридної (соляної) кислоти з масовою часткоюHCl 37-38% спочатку виділяється газоподібний хлороводень, а після досягнення концентрації20,2% при температурі 110 °С починає кипіти нероздільна суміш HCl i H2O.

Розчин, що не розділяється на компоненти при температурі кипіння,називається азеотропний розчин, або азеотроп.

Азеотропні суміші дуже часто утворюються і в системі рідина-рідина. Наприклад, вода іетанол утворюють азеотропну суміш, що містить 95,6% С2Н5ОН в 4,4% Н2О і має температурукипіння 78,15 °С.

5.5.2 Розчинність рідинПри змішуванні двох рідин може спостерігатися декілька випадків.

1. Рідини розчиняються одна в одній в будь яких масових чи об’ємних співвідношеннях.Прикладом таких бінарних систем можуть бути системи: вода–етанол, вода–гліцерин, бензен–гексан, ацетон–етанол та ін.

2. Рідини, здатні до обмеженої взаємної розчинності за певної температури. При змішуваннітаких рідин відбувається їх розшаровування на дві фази, причому рідина з більшою густиноюбуде знаходитися знизу (рис. 5.21). Кожний шар в цій двохфазній системі уявляє собоюнасичений розчин однієї рідини в іншій, а на поверхні їх поділу встановлюється фазова рівновага.

Розчини 84

Рисунок 5.21 – Фазова рівновага у системі двох рідин з обмеженою взаємною розчинністю:зверху насичений розчин тетрахлорометану CCl4 у воді H2O, а знизу – насичений розчин водиH2O в тетрахлорометані CCl4

При нагріванні розчинність рідин збільшується і при деякій температурі настає необмеженавзаємна розчинність компонентів системи.

Температура, при якій обмежена розчинність рідких компонентів переходить у необмежену,називається критична температура розчинення.

Наприклад, якщо змішувати анілін з водою, то після відстоювання утворюються дві рідкіфази: верхня – водна, насичена аніліном, і нижня – анілінова, насичена водою. При нагріванні цієїсуміші до критичної температури (168 °С) двохфазна система перетворюється на гомогеннуоднофазну систему внаслідок досягнення взаємної необмеженої розчинності компонентів. Інодінеобмежена взаємна розчинність настає не при підвищенні, а навпаки, при зниженнітемператури. До систем, які мають нижні критичні температури розчинення, належить суміштриметиламін–вода (Ткр = 12,5 °С), триметилпіридин–вода (Ткр = 57 °С).

3. Рідини практично не розчиняються одна в одній. До таких систем належать системи:вода–бензен, вода–ртуть, вода–циклогексан та ін. Для цього випадку часто виникає цікавеявище: різна розчинність третього компоненту одночасно в двох рідинах, які перебувають уконтакті, але не змішуються між собою (рис. 5.22).

Рисунок 5.22 – Розподіл між двома взаємно нерозчинними рідинами (бензеном С6Н6 і водоюН2О) третього компоненту: а) йоду І2 (з неполярною будовою молекул), який добрерозчиняється в неполярному бензені С6Н6 і погано – у полярній воді Н2О, тому майже повністюпереходить у верхній бензеновий шар; б) калій перманганату KMnO4 (сполуки іонної структури),який добре розчиняється у Н2О і погано – у С6Н6, тому концентрується у нижньому водному шарі

Явище, при якому спостерігається різна розчинність третього компоненту в двох рідинах, якіперебувають у контакті, але не змішуються між собою, описує

закон розподілу Нернста-Шилова: при сталій температурі незалежно від кількості внесеноїречовини в систему, що складається з двох взаємно нерозчинних рідин, відношеннярівноважних концентрацій цього третього компонента між двома рідинами, які не змішуються,є сталою величиною:

(5.11)де Крозп – коефіцієнт розподілу, який показує, в скільки разів розчинність третьогокомпонента більша у фазі А, ніж у фазі В; СА і СВ – молярні концентрації третьогокомпоненту в рідинах (фазах) А і В. Приклад величини коефіцієнту розподілу третьогокомпоненту Крозп між двома взаємно нерозчинними рідинами поданий у табл. 5.4.

Таблиця 5.4 – Коефіцієнт розподілу йоду (І2) при 18 °С у системах,що складаються з двох взаємно нерозчинних рідин

Система з двохвзаємно нерозчиннихрідин

С2Н5ОН – СS2 CCl4 – H2O CS2 – H2O

Коефіцієнт розподілуйоду І2 (третійкомпонент)

2,8 85 413

Найважливішим наслідком закону розподілу є можливість вилучення розчиненої речовини зрозчину (наприклад, з водного) шляхом додавання до розчину іншого, органічного розчинника,що не змішується з водою – саме тому в нього і переходить речовина, що витягується з води.Такий процес називається екстракцією

Екстракція – метод вилучення речовини з розчину за допомогою відповідного розчинника(екстрагенту), який не змішується з цим розчином.

Екстракція базується на різниці коефіцієнтів розподілу речовини між двома різними фазами:двома рідинами, що не змішується, рідиною та твердим тілом, рідиною та газом. Екстракція тимефективніше, чим більше коефіцієнт розподілу відрізняється від одиниці на користь другогокомпонента, що додається, – розчинника. Ефективність процесу екстракції посилюється такожшляхом проведення її в багатоступінчастому вигляді.

Закон розподілу лежить в основі концентрування і очищення рідин методом екстракції, якийвикористовується для розділення продуктів радіоактивного розпаду елементів АЕС, добуванняметалів із руд, виділення органічних сполук з рослинної сировини (зокрема – розчинів сахарози,рослинної олії і багатьох інших продуктів), очищення лікарських препаратів, а також урозподільній хроматографії. Екстракція використовується в гідрометалургії і технологіїрідкісних металів для вилучення і очищення таких металів, як Cu, Ni, Та, Co, Мо, Re, Th, Mn, Hf, вурановій промисловості для отримання і концентрування урану і переробки радіоактивнихвідходів, а також в нафтопереробці.

Розчини 85

5.5.3 Розчинність твердих речовинТверді речовини подібно до газів і рідин за розчинністю у воді поділяються на трикласифікаційні групи:

нерозчинні, для яких значення розчинності є найменшим (s < 0,001 моль/л). До нихналежать (за винятком відповідних сполук лужних і деяких лужноземельних металів):

сульфіди (Me2Sy),гідроксиди (Me(OH) y),сульфіти (Me2(SO3)y),хромати (Me2(CrO4)y),середні карбонати (Me2(CO3)y) іфосфати (Me3(PO4)y);

розчинні, для яких значення розчинності s > 0,1 моль/л. До цієї групи входять такі соліметалів і амонію:

майже всі ацетати загального складу (CH3COO)yMe і CH3COONH4,нітрати Me(NO3)y і NH4NO3,т іоціанати (Me(CNS)y і NH4CNS),галогеніди (хлориди, броміди, йодиди) загального складу MeHaly, за виняткомгалогенідів плюмбуму (ІІ) PbHal2, купруму (І) CuHal і аргентуму (I) AgHal,сульфати Me2(SO4)y, і (NH4)2SO4, за винятком сульфатів деяких лужноземельнихметалів (SrSO4 і ВаSO4), Ag2SO4, і PbSO4;

малорозчинні, для яких значення розчинності (моль/л) 0,001 < s < 0,1. До них належатьСаSO4, Li3PO4, LiF.

Розчинність різних твердих речовин в одному і тому ж розчиннику може змінюватися у широкихмежах. При підвищенні температури здебільшого розчинність твердих тіл зростає, проте длядеяких сполук вона може зменшуватися. Зменшення розчинності з підвищенням температурихарактерне для речовин, розчинення яких супроводжується виділенням теплоти. Це,наприклад, вапно Са(ОН)2, гіпс СаSO4·2H2O.

У деяких випадках змінення розчинності при підвищенні температури зумовлене зміноюскладу твердої фази, що насичує розчин. Так, розчинність кристалогідрату Na2SO4 · 10H2Oзбільшується при нагріванні до 32,4 °С, але при цій температурі Na2SO4 · 10H2O зневоднюється,а розчинність Na2SO4 вже зменшується з підвищенням температури (рис. 5.23).

Рисунок 5.23 – Залежність розчинності деяких солей від температуриДані щодо розчинності індивідуальних солей при різних температурах наводяться у

спеціальних довідниках (табл. 5.5). Залежність розчинності твердих речовин від температурипокладено в основу метода очищення сполук перекристалізацією.

Таблиця 5.5 – Розчинність речовин у воді (20 °С)

5.6. Приклади розв'язання типових задачПриклад 5.1. Розрахувати масову частку кристалізаційної води в мідному купоросі.

Розв'язок. Мідний купорос – це кристалогідрат складу CuSO4 · 5H2O. Молярні масикристалогідрату і солі відповідно складають:

Розчини 86

Масова частка – це відношення маси складової частини речовини до всієї маси. Длявипадку, що розглядається, масову частку кристалізаційної води розрахуємо за формулою:

Отже, масова частка кристалізаційної води в кристалогідраті мідного купоросу CuSO4 · 5H2Oдорівнює:

Приклад 5.2. Протягом тривалого часу при температурі вище 100оС нагрівали наважку

глауберової солі масою 16,1 г. Встановлено, що в результаті виділилося 9,0 г води, а сухийзалишок мав склад Na2SO4. Встановити формулу кристалогідрату.

Розв’язок. Позначимо формулу глауберової солі через Na2SO4 · хH2O і обчислимо масу Na2SO4в кристалогідраті:

Молярні маси солі Na2SO4 і води відповідно складають:

Знайдемо кількості речовини солі Na2SO4 і кристалізаційної води, яка випарилася з наважкивнаслідок тривалого нагрівання:

Співвідношення кількості речовин солі Na2SO4 і води дорівнюють:(Na2SO4) : (H2Oкрист) = 0,05 : 0,5 = 1 : 10.

З одержаного співвідношення випливає, що формула глауберової солі може бути такою:Na2SO4 · 10H2O. Для перевірки складу обчислимо масові частки кристалізаційної води укристалогідраті складу Na2SO4 · 10H2O та у вихідній наважці:

Оскільки масові частки кристалізаційної води у кристалогідраті Na2SO4 · 10H2O і удосліджуваній наважці збігаються, то можна стверджувати, що насправді кристалогідратглауберової солі відповідає формулі Na2SO4 · 10H2O.

Приклад 5.3. У 100 г води розчинили 20 г солі. Визначити масову частку одержаного

розчину.Розв’язок. Спочатку знайдемо загальну масу розчину, яка складається з мас солі та води:mрозч = mсолі + mводи = 20 г + 100 г = 120 г.Масова частка складатиме:

Приклад 5.4. Розрахувати маси куховарської солі і води, що потрібні для приготування 70 г

розчину, в якому ω(NaCl) = 0,10.Розв'язок. Перетворимо вихідну формулу (ω = mреч / mрозч) і обчислимо масу речовини у

розчині:

Тоді маса води буде дорівнювати:

Приклад 5.5. Натрій гідроксид кількістю речовини 1,5 моль розчинили у 140 г води.

Визначити масову частку NaOH у розчині.Розв’язок. Обчислимо масу NaOH з урахуванням співвідношення між кількістю речовини,

масою та молярною масою :m(NaOH) = ⋅M = 1,5 моль ⋅ 40 г/моль = 60г.Маса усього розчину складається з маси NaOH і маси води:

Знайдемо масову частку натрій гідроксиду в розчині:

Приклад 5.6. Чому дорівнює молярна концентрація розчину сульфатної кислоти з масовою

часткою речовини ω(H2SO4) = 98 % і густиною розчину ρрозч = 1,84 г/мл?Розв'язок: Розрахуємо масу 1 л (або 1000 мл) розчину:

Перетворимо вихідну формулу

і знайдемо масу розчиненої речовини, приймаючи до уваги, що відсоткова концентрація вчастках одиниці дорівнює .

Тоді згідно з формулою (5.3) молярна концентрація становить:

Розчини 87

Приклад 5.7. У трьох склянках міститься по 100 мл 0,1 М розчину Na2SO4 з густиною1,012 г/мл. До однієї з них додали 60 мл води, до іншої – 10 г сухого Na2SO4, а з третьоївипарили 20 г води. Як змінилася масова частка у кожному випадку?

Розв'язок. Для визначення масової частки вихідного розчину ωвих спочатку необхіднообчислити масу розчину:

Для знаходження маси вихідної речовини Na2SO4 перетворимо формулу (5.3), вважаючи, щооб'єм складає V = 100 мл = 0,1 л, а молярна маса сульфату – M(Na2SO4) = 142 г/моль:

Тоді масова частка речовини у вихідному розчині:

Введемо певні позначення: всі величини, що стосуються розчину в першій склянці, будемовідмічати індексом 1, у другій склянці – індексом 2, а в третій – відповідно індексом 3(наприклад: ω1, mреч1, mрозч1,).

Визначимо, як змінилася масова частка у першій склянці після додавання води, внаслідок чогомаса одержаного розчину збільшилися на масу води, яка дорівнює:

тобто маса першого розчину:

а маса речовини Na2SO4 не змінилася, тому масова частка ω1 у ньому:

Тепер легко встановити, у скільки разів зменшилася масова частка у першій склянці:

У другій склянці після додавання 10 г сухої речовини Na2SO4 маса розчину складає:

а маса речовини в ньому:

Масова частка у другому розчині:

Масова частка у другому розчині зросла у

Маса розчину у третій склянці після випаровування 20 г води дорівнює:

Беручи до уваги, що маса речовини не змінилася, обчислимо масову частку у третьому розчині:

Отже, у третьому розчині масова частка теж зросла у

Приклад 5.8. Внаслідок змішування 20% розчину (ρ1 = 1,12 г/мл) нітратної кислоти з 30%

розчином (ρ2 = 1,20 г/мл) цієї ж кислоти одержали 200 мл 24% розчину HNO3, густина якогоρ3 = 1,15 г/мл. Розрахувати такі параметри: a) об'єми вихідних розчинів V1 i V2; б) молярнуконцентрацію СМ одержаного розчину.

Розв'язок. Всі величини, що стосуються першого і другого розчинів нітратної кислоти вжепозначені індексами 1 і 2 відповідно, а характеристики третього розчину, одержаного призмішуванні двох початкових, будемо позначати індексом 3.

а) Знайдемо масу одержаного розчину mрозч3 і масу речовини HNO3 (mреч3) в ньому:

Для подальших розрахунків позначимо: Vрозч1 = х і Vрозч2 = у. Тоді маси вихідних розчинівскладатимуть:

Маси речовини HNO3 в цих розчинах дорівнюватимуть:

Приймаючи до уваги, що маса речовини HNO3 у третьому кінцевому розчині складається з масHNO3 вихідних розчинів

а маса самого одержаного розчину – із мас вихідних розчинів

маємо систему рівнянь:

Розв'язуючи систему, одержуємо невідомі величини: х = 123, у = 77.Тобто шукані об'єми розчинів:

б) Молярна концентрація визначається відношенням кількості розчиненої речовини до об'ємурозчину (виміряного у літрах: Vрозч.3 = 200 мл = 0,2 л):

Розчини 88

Молярна концентрація третього розчину HNO3, одержаного при змішуванні двох початкових,дорівнює: СМ = 4,38М.

Приклад 5.9. Наважку К2Cr2O7 масою 4,41 г розчинили у 200 г води і одержали розчин з

густиною 1,015 г/мл. Визначити такі концентрації в одержаному розчині: а) масову частку,б) молярну, в) нормальну, г) моляльну, д) мольну частку, е) титр.

Розв'язок. Маса розчину складається із суми мас розчиненої речовини К2Cr2O7 (mреч) ірозчинника:

а) Масову частку обчислимо за формулою ω=mреч / mрозч :

б) Для обчислення молярної концентрації попередньо необхідно розрахувати об'єм розчинуVрозч і кількість розчиненої речовини реч.

Об’єм визначається відношенням маси розчину до його густини, :

Молярна маса речовини К2Cr2O7 і кількість розчиненої речовини реч складають:

речМолярна концентрація відповідно до формули (CM= реч / V) дорівнюватиме:

в) Знаходимо молярну масу еквівалента речовини К2Cr2O7 і кількість еквівалентів nекв:

Тоді нормальність розчину:

г) Моляльна концентрація розчину обчислюється за формулою (5.7):

д) Для обчислення мольної частки (або N) за формулою (5.8) спочатку необхіднорозрахувати кількість речовини розчинника:

Мольна частка:

е) Титр, який показує, скільки грамів розчиненої речовини припадає на 1 мл розчину,визначимо за формулою (10.9) :

Приклад 5.10. Визначити, маси кожного розчину з масовими концентраціями NaCl 10% і 20%,

які необхідно взяти для приготування 300 г з масовою часткою розчину 12%.Розв'язок. Задачі такого типу простіше розв’язувати за так званим «правилом хреста». Для

цього складають діаграму, у верхній частині якої записують масову частку більшконцентрованого розчину, у нижній – більш розведеного, а усередині – задану масову часткутого розчину, що потрібно приготувати:

На наступному етапі від значення масової частки (ω1) більш концентрованого розчину (унашому прикладі 20%) віднімають масову частку (ω3) того розчину, що треба приготувати(тобто 12%), і отриману величину (ω1 – ω3 = 20 – 12 = 8) розміщують у нижній частині діаграмипо діагоналі. У верхній частині (по діагоналі) записують різницю між значеннями масових частокрозчину, що необхідно приготувати, та більш розведеного розчину ((ω3 – ω2 = 12 – 10 = 2). Післяцього діаграма матиме вигляд:

З одержаної діаграми випливає, що для приготування зазначеного розчину слід взяти двічастини 20%-ного розчину, які на діаграмі позначені m20%,1, та вісім частин 10%-ного розчину(позначені m10%,2). Остаточний розрахунок виконують за формулами:

Приклад 5.11. Коефіцієнт розчинності CuSO4 при 25 °С дорівнює 25CuSO4 = 25. Скількиграмів солі міститься у 200 г насиченого розчину?

Розв'язок. Маса насиченого розчину складається з маси солі і маси води. Коефіцієнтрозчинності CuSO4 показує, що 25 г солі розчиняється у 100 г води, тобто в такому випадкуусього насиченого розчину утворюється 125 г. А далі складемо пропорцію:

Метали 89

Звідки маса CuSO4 у 200 г насиченого розчину:

Приклад 5.12. При температурі 80 °С у 500 г води можна максимально розчинити 325 г сухої

солі NH4Cl. Визначити коефіцієнт розчинності амоній хлориду 80NH4Cl.Розв'язок. Складемо пропорцію:

Звідки знайдемо коефіцієнт розчинності:

Приклад 5.13. Коефіцієнти розчинності калій нітрату при 80 0С і 0 0С дорівнюють відповідно

80КNО3 = 110 г і 0КNО3 = 12 г. Скільки грамів KNO3 випаде в осад, якщо 610 г насиченогорозчину охолодити від 80 °С до 0 °С?

Розв'язок. Розрахуємо, скільки води міститься у 610 г насиченого при 80 °С розчині, беручидо уваги, що згідно з величиною коефіцієнта розчинності 110 г KNO3 розчиняються у 100 г води– тобто при 80 °С усього насиченого розчину буде (110 + 100 = 210 г). Складемо пропорцію:

Звідки маса Н2О у 610 г насиченого розчину:

Тоді маса солі в цьому розчині при 80 °С:

Після охолодження насиченого розчину до 0 °С маса води не змінюється, але, оскільки

коефіцієнт розчинності зменшується до 13 г KNO3 / 100 г Н2О, то та ж сама маса води (290,5 г)зможе розчинити вже меншу кількість солі, яку обчислимо за пропорцією:

звідки

Отже, маса KNO3, що випаде в осад при охолодженні 610 г насиченого розчину від 80 °С до0 °С буде дорівнювати:

Приклад 5.14. Скільки грамів NaCl випадає в осад із 500 г насиченого при 80 °С розчину після

його охолодження до 0 °С, якщо коефіцієнти розчинності становлять:

Розв'язок. Цей приклад подібний до попереднього, але для його розв’язку cкористаємосядещо іншим підходом. Різниця між коефіцієнтами розчинності при вказаних температурахдорівнює:

Такою виявилася би маса осаду, якщо маса розчинника (води) складала 100 г, тобто масанасиченого при 80 °С розчину дорівнювала би: 38 + 100 = 138 г. Далі знов скористаємосяметодом пропорцій:

Метали

ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛІВФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВВЗАЄМОДІЯ З НЕМЕТАЛАМИЕлектрохімічний ряд напруг металівЕлектродЕлектродЕлектрод½H2/H+ ВІДНОШЕННЯ ДО ВОДИВІДНОШЕННЯ ДО КИСЛОТІІ. Окисні кислоти, до яких належать: нітратна кислота HNO3 будь-якої концентрації,концентрована сульфатна H2SO4 та інші кислоти, окисна здатність яких зумовлюється ненаявністю іона Н+, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх аніонів.Окисні кислоти взаємодіють із усіма металами від початку ряду напруг до срібла включно(рис. 9.12).ІІ.1 Концентрована сульфатна кислота, окисна здатність якої виявляється за рахуноксульфуру (+6), при взаємодії з металами залежно від їх активності, температурисередовища, ступеня концентрування кислоти може відновлюватися по-різному.Малоактивні метали відновлюють сульфатну кислоту H2SO4(конц.) до SO2, наприклад:

Метали 90

ІІ.3 Розведена нітратна кислота у реакціях із малоактивними металами (Cu, Ag, Hg, Pb)виділяє нітроген (ІІ) оксид (рис. 16 б): ВІДНОШЕННЯ ДО ЛУГІВ ВЗАЄМОДІЯ ІЗ СОЛЯМИ ІНШИХ МЕТАЛІВ

Одержання металлів ВИСНОВКИ

Ключові терміни:

,, d-метали, f-метали, p-метали, s-метали, інтеркалати, Амфотерні метали, Анізотропія,Електрична провідність, Електродний потенціал, Магнітна сприйнятливість, Металевийблиск, Метали, Напівметали, Напівпровідники, Неокисні кислоти, Непрозорість, Окиснікислоти, Пасивація, Питома теплоємність, Пластичність, Поліморфізм, Твердість,Теплопровідність, амфотерність, багатоелектронність, багатоцентровість, бориди,гідриди металів, діамагнітні метали, електрохімічний ряд напруг металів, енергіяатомізації, енергія сольватації, енергія іонізації, карбіди, координаційні числа, кристаліти,надпероксиди, ненапрямленість, ненасиченість, неокисні кислоти, нітриди, окиснікислоти, оксиди металів, парамагнітні метали, пероксиди, силіциди, стандартнийелектродний потенціал, сульфіди металів, феромагнітні метали, щільність пакуваннякристалу, ізотропність

ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛІВ

Слово «метали» походить від грецького metallon – шахта, копалина. Однак з часомнаповнення терміна змінилося і тепер в нього вкладають інший зміст.

Метали – це речовини, які мають певні особливості у будові атомів і кристалів та зазвичайних умов виявлять специфічні характерні властивості: високу електропровідність,теплопровідність, від’ємний температурний коефіцієнт електричної провідності, здатністьдобре відбивати світлові хвилі (блиск), пластичність.

Більшість металів достатньо поширена в природі. Так, вміст деяких металів в земній корінаступний: алюмінію – 8,2%, заліза – 4,1%, кальцію – 4,1%, натрію – 2,3%, магнію – 2,3% (в томучислі, в морській воді міститься натрію – 1,05% і магнію – 0,12%), калію – 2,1%, титану – 0,56%.

В природі метали зустрічаються у різних формах:

у вільному стані – у вигляді самородків. До цієї групи належать виключно малоактивніметали, які називають дорогоцінними, або благородними (срібло, золото, платина, інколимідь, ртуть);у зв’язаному стані – у формі складних сполук:

оксидів – простих (магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3) і змішаних (каолін Аl2O3 · 2SiO2 · 2Н2О,алуніт (Na,K)2O · АlО3 · 2SiO2 та ін.);солей: сульфідів (галеніт PbS, кіновар НgS) хлоридів (сильвін КС1, галіт NaCl, сильвінітКСl · NаСl, карналіт КСl · МgСl2 · 6Н2О), сульфатів (барит ВаSO4, ангідрид СаSО4, гіпсСаSО4 · 2Н2О), фосфатів (апатит Са3(РО4)2), карбонатів (крейда, мармур СаСО3, магнезитМgСО3).

Очевидно, що метали середньої хімічної активності зустрічаються у формі оксидів чи сульфідів(FeO, ZnS), а більш активні метали – найчастіше у формі солей (NaCl, Na2SО4 · 10Н2О).

Багато металів як домішки часто входять до складу основних природних мінералів і руд.Наприклад, скандій присутній в олов'яних і вольфрамових рудах, кадмій –в цинковій руді, ніобій ітантал – в олов'яних рудах, марганець, нікель, кобальт, молібден, титан, германій, ванадій – узалізняку.

Слід згадати, що в золото, срібло і платина в малих кількостях присутні в морській воді,рослинах, живих організмах, відіграючи при цьому важливу роль. Відомо, що організм людини на3 % складається з металів: кальцію (у кістках) і натрію, що виступає в ролі електроліту вміжклітинній рідині і цитоплазмі, магній накопичується в м'язах і нервовій системі, мідь – упечінці, залізо – в крові.

З хімічної точки зору металами називаються прості речовини, атоми яких на зовнішнійоболонці містять невелику кількість електронів (від одного до трьох), мають великі ефективнірадіуси, низькі значення потенціалів іонізації та високі відновлювальні властивості.

До класу металів належать як власно метали (прості речовини), так і їх сплави. Інодіметалами називаються всі речовини, яким притаманні т і чи інші металічні властивості,наприклад, органічні метали, «синтетичні» метали інтеркалати – електропровідні сполуки, щоутворюються внаслідок впровадження деяких реагентів у міжшаровий простір кристалічноїрешітки речовин з шаруватим типом структури.

Серед 118 вивчених елементів 95 вважаються металами, хоч межа між металами йнеметалами в періодичній системі є досить умовною – від В до At (рис. 1). Однак слід зауважити,що існує група елементів, що виявляють проміжні властивості, – напівметали.

Метали 91

Рисунок 1 – Розташування металів та неметалів у Періодичній системі елементів Напівметали – хімічні елементи, що займають проміжну позицію за своїми

електрофізичними властивостями між власно металами і напівпровідниками.Важливою ознакою напівметалів є достатньо висока електропровідність при абсолютному

нулі, яка на відміну від звичайних металів, зростає з підвищенням температури. Напівметалихарактеризуються менш щільною кристалічною структурою порівняно з металами іанізотропними властивостями.

Анізотропія – нерівноцінність фізичних властивостей (механічних, оптичних, електричнихтощо) речовини залежно від кристалографічного напрямку.

До напівметалів відносять германій Ge, миш'як As, сурму Sb, олово Sn, інколи – вісмут Bі,полоній Ро, астат At і телур Te, а також алотропну модифікацію Карбону – графіт. Напівметализа хімічними властивостями більше походять на неметали, але за типом електричної провідності– на провідники.

Крім металів, напівметалів і неметалів, є ще одна група елементів – напівпровідники, щовідрізняються особливим типом електричної провідності.

Напівпровідники – речовини, які за своєю питомою провідністю займають проміжне місцеміж провідниками і діелектриками і відрізняються від провідників сильною залежністю питомоїпровідності від концентрації домішок, температури і дії різних видів випромінювання.

Основною властивістю напівпровідників є збільшення електричної провідності із зростаннямтемператури. До напівпровідників належать багато хімічних елементів (Германій Ge, Кремній Si,Селен Se, Станум Sn, Телур Te, Арсен As та інші), величезна кількість сплавів і хімічних сполук.Найпоширенішим в природі напівпровідником є кремній Si, що становить майже 30 % земної кори.

На перший погляд здається, що у віднесенні деяких хімічних елементів одночасно донапівметалів і напівпровідників (германій Ge, миш'як As, сурма Sb, олово Sn) або донапівпровідників і неметалів (карбон С) криється протиріччя. Однак насправді такий збігпояснюється явищем поліморфізму.

Поліморфізм – це здатність однієї речовини у твердому стані утворювати різні кристалічніструктури, що відрізняються одна від одної не тільки будовою кристалічних решіток, але івластивостями.

Наприклад, олово може існувати як у металічній (β-Sn), так і в напівпровідниковіймодифікаціях (α-Sn), для однієї поліморфної модифікації хімічного елемента Арсену As – сірогомиш’яку – характерні електропровідність і металевий блиск, у той час як інша поліморфнамодифікація – жовтий миш’як – є типовим неметалом. З іншого боку, у Германію Ge, Кремнію Si інавіть Фосфору P за умов високого тиску знайдені модифікації з металічною електро- ітеплопровідністю.

Поліморфні модифікації металів у міру зростання їх температур плавлення позначаютьбуквами грецького алфавіту: найбільш низькотемпературній модифікації надають символ α,потім β і т.д.

КЛАСИФІКАЦІЯ МЕТАЛІВ Існує багато класифікацій металів – залежно від характерної ознаки, яка розглядається. При

цьому один і той самий метал може одночасно належати до різних класифікаційних груп. Зточки зору хімії найважливішою є класифікація на підставі електронної будови атомів. Однакдля інженера-фахівця корисно мати уявлення і про інші класифікації металів: за поширенням уприроді, за фізичними властивостями тощо.

1. Геохімічна класифікація, яка склалася історично, поділяє метали на чорні та кольорові.Слід зазначити, що геохімічна класифікація дещо не співпадає з тією, що прийнята вметалургії, згідно з якою до чорних металів відносять тільки залізо та сплави на йогооснові, а до кольорових – решту металів. А згідно з геохімічною класифікацією до групичорних металів входить достатньо велика їх кількість.

чорні метали, серед яких найтиповішими є залізо Fe, марганець Mn, хром Cr тощо (рис. 2).Ці метали мають темно-сіре забарвлення, високу температуру плавлення, великутвердість. Для деяких з них характерне явище поліморфізму (залізо Fe, кобальт Co,марганець Mn, титан Ti, цирконій Zr, уран U);кольорові метали, що мають біле, жовте чичервоне забарвлення, низьку температуру плавлення, невелику твердість (рис. 3).Найтиповіший представник – мідь Cu.

Метали 92

Рисунок 2 – Чорні метали

Рисунок 3 – Деякі кольорові метали

2. За електронною конфігурацією валентних орбіталей металічні елементи поділяютьсяна електронні родини:

s-метали – лужні та лужноземельні метали, а також магній Mg і берилій Be;p-метали – Алюміній Al, Галій Ga, Індій In, Талій Tl (головна підгрупа III групи), Германій Ge,Станум Sn, Плюмбум Pb (головна підгрупа IV групи), вісмут Bi (головна підгрупа V групи),полоній Po (головна підгрупа VІ групи);d-метали – елементи I-VIII побічних підгруп періодичної системи;f-метали – лантаноїди і актиноїди.

Перші дві групи (s- і p-метали) іноді називають прості метали, а дві останні (d- і f-метали) –перехідні метали, оскільки вони виконують функцію неначе сполучальної ланки між s- і p-металами і виявляють вторинну періодичність у змінюванні потенціалів іонізації, атомнихрадіусів, фізичних і хімічних властивостей.

3. За природним походженням (тобто за сумісним знаходженням в одних і тих жемінералах, гірських породах чи рудних копалинах) метали поділяють на такі групи:

лужні метали, до яких належать літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs, франційFr;лужноземельні метали – це кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba, радій Ra;родина заліза – залізо Fe, кобальт Co, нікель Ni;платинові метали, що представлені рутенієм Ru, осмієм Os, паладієм Pd, родієм Rh, іридіємIr, платиною Pt; лантаноїди 14 металів, що стоять у періодичній системі елементів після лантану 57La –від церію 58Ce до лютецію 71Lu; інколи до цієї групи відносять і сам лантан; середлантаноїдів є один радіоактивний метал – прометій 61Pm;актиноїди – 14 металів після актинію 89Ac, починаючи від торію 90Th і закінчуючилоуренсієм 103Lr; як і у випадку лантаноїдів, до родини актиноїдів часто приєднують іактиній; всі актиноїди є радіоактивними елементами, причому в природі знайдені т ількиторій Th, радій Pa, уран U, нептуній Np, плутоній Pu і актиній Ac, а решта, від америцію95Am до лоуренсію 103Lr, одержані штучно;рідкоземельні метали – скандій Sc, ітрій Y, лантан La і лантаноїди.

4. За конструкційними властивостями з урахуванням механічних, фізичних, хімічних таінших особливостей метали поділяються на численні групи, наприклад:

важкі метали, густина яких перевищує 5 г/см3, наприклад: мідь Cu, цинк Zn, свинець Pb,ртуть Hg, найважчим металом є осмій Os, густина якого дорівнює 22,6 г/см3 (рис. 4);легкі метали, що мають густину менше 5 г/см3, наприклад: калій K, натрій Na, магній Mg,алюміній Al, найлегший метал – літій Li з густиною 0,53 г/см3 (рис. 4);легкоплавкі метали, температури плавлення яких не перевищують 1500оС; до нихналежать францій Fr (Тпл = 18-21оС), цезій Cs (Тпл = 28,5оС), галій Ga (Тпл = 29,1оС), калій K(Тпл = 62,3оС), натрій Na (Тпл = 97,8оС), олово Sn (Тпл = 231,85оС), свинець Pb(Тпл = 327,4оС), а найлегкоплавкішою є ртуть Hg, температура плавлення якої дорівнюєТпл = –38,9оС (рис. 4);тугоплавкі метали, температури плавлення яких вище 1500оС: залізо Fe (Тпл = 1539оС),молібден Mo (Тпл = 2620оС), осмій Os (Тпл = 3030оС); найтугоплавкіший метал – вольфрамW, температура плавлення якого складає Тпл = 3420оС (рис. 4);благородні метали, які виявляють підвищену хімічну стійкість до окиснювальних іагресивних реагентів; благородними металами є золото Au, срібло Ag, платина Pt, паладійPd, родій Rh, іридій Ir, рутеній Ru, осмій Os;радіоактивні метали – це метали, dсі ізотопи яких мають радіоактивні властивості:технецій 43Tc, прометій 61Pm, полоній 84Po і всі метали з більшими, ніж у полонію, атомниминомерами.

Метали 93

Рисунок 4 – Деякі фізичні властивості металів

5. За походженням виділяють такі групи:

природні метали, які входять до складу природних сполук. Це метали від літію Li доплутонію (94Рu);штучні метали, що утворюються внаслідок ядерних реакцій. Окрему групу складаютьрадіоактивні елементи, яких відомо 27: технецій 43Тс, прометій 61Рm, полоній 84Ро та всіелементи, що розміщуються в періодичній системі за полонієм.

6. За розповсюдженням у природі всі метали можна поділити на три умовні групи:

поширені метали – це, по-перше, алюміній Al, залізо Fe, кальцій Ca, натрій Na, калій K,магній Mg, які разом з неметалами оксигеном О і силіцієм Si становлять 98,53 % від масиземної кори, а також цинк Zn, мідь Cu, марганець Mn, барій Ba, стронцій Sr та хром Cr. Навсі інші елементи припадає лише 0,85 %;

рідкі метали – малопоширені у природі або маловивчені метали, вміст яких у земній корінадто низький, наприклад: літій Li, рубідій Rb, цезій Cs, молібден Mo, вольфрам W, берилійBe, цирконій Zr, гафній Hf, ванадій V, ніобій Nb, тантал Ta;розсіяні метали – метали, що не утворюють власних родовищ і самостійних мінералів, азнаходяться з іншими металами як домішки, наприклад, германій Ga, цезій Cs.

ОСОБЛИВОСТІ БУДОВИ МЕТАЛІВ У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні міститься невелика кількість валентних

електронів (один, два чи – дуже рідко – три), слабко сполучених із ядром завдяки великиматомним радіусам та екранувальній дії внутрішніх електронних шарів. Валентні електрониможуть досить легко відриватися від атомів металів і становитися спільними для всьогокристалу металу. Внаслідок цього в кристалічній решітці виникають позитивно заряджені іониметалу та електронний газ – сукупність рухливих електронів, які вільно пересуваються покристалу металу (рис. 5).

Рисунок 5 – Вільне переміщення електронного газу між вузлами кристалічної решітки вкристалі металу

Металічний зв'язок – це тип хімічного зв'язку в металах та їх сплавах, обумовлений

взаємодією електронного газу, утвореного внаслідок усуспільнення валентних електронів, зостовом кристалічної решітки металу, у вузлах якої розміщуються позитивно заряджені іониметалів.

Як наслідок кристал металу являє собою сукупність позитивних іонів, локалізованих у певнихположеннях кристалічної решітки, і велику кількість електронів, що порівняно вільнопересуваються в полі позитивних центрів. Загальна сума зарядів електронів відповідаєзагальній сумі позитивних зарядів вузлових частинок.

Просторова будова металів – це кристал, який можна уявити як клітку з позитивнозарядженими іонами у вузлах, занурену в негативно заряджений електронний газ (рис. 6). Всіатоми віддають свої валентні електрони на утворення електронного газу, що вільнопереміщуються усередині кристалу, не порушуючи хімічного зв’язку.

Метали 94

Рисунок 6 – Різновиди моделей металічного зв’язку Електронна конфігурація атомів металів є причиною таких найважливіших властивостей

металічного зв’язку:

багатоцентровість – одночасне виникнення хімічного зв’язку між величезною кількістювузлових частинок у кристалі; саме багатоцентровість забезпечує високутеплопровідність металів;багатоелектронність – здійснення хімічного зв’язку за рахунок усуспільнення всіхвалентних електронів, що знаходяться в кристалі металу; багатоелектронність зумовлюєелектропровідність металів;ізотропність, або ненапрямленість – рівномірний розподіл електронної густини за всіманапрямками; при цьому валентні електрони жорстко не закріплюються між двомаатомами, як при ковалентному зв’язку, а переходять у стан провідності, внаслідок чогоповністю делокалізуються і належать не одному конкретному атому, а однаковою міроювсім іонам у вузлах кристалічної решітки;ненасиченість – можливість утворення хімічних зв’язків між невизначеною кількістюатомів, яка обмежується лише геометричними параметрами (розмірами атомів) і взаємнимвідштовхуванням однойменно заряджених вузлових частинок; ненасиченістюпояснюються великі координаційні числа (як правило, 8 чи 12), які показують кількістьнайближчих вузлів кристалічної решітки, що оточують даний вузол.

Металічний зв’язок у чистому вигляді реалізується тільки у лужних і лужноземельних металів, ав решті металів поряд із металічним здійснюється і ковалентний зв’язок. У р-металах і особливоу перехідних d-металах тільки невелика частина електронів перебуває у стані усуспільнення.Наприклад, у типовому перехідному металі ніобії Nb на один атом припадає всього 1,2узагальнених делокалізованих електронів. Інші валентні електрони утворюють напрямленийковалентний зв’язок між сусідніми атомами. Саме цим пояснюються високі температуриплавлення та велика механічна міцність d-металів.

Металічний зв’язок внаслідок наявності вільних електронів (електронного газу) та їхрівномірного розподілу по кристалу зумовлює характерні загальні властивості металів і сплавів,зокрема, високу тепло- та електропровідність, пластичність (здатність без руйнуваннязазнавати деформації при звичайних чи підвищених температурах), непрозорість і металічнийблиск, зумовлений їх здатністю відбивати світло.

Великі координаційні числа металів забезпечують значну щільність пакування кристалу –так називають частку об’єму елементарної кристалічної комірки, безпосередньо зайнятуіонами металу, при якій вони укладаються у просторі як кульки однакового розміру. Структураметалічних кристалів визначається у першу чергу просторово-геометричними чинниками –намаганням атомів розміститися якомога щільніше.

Для металів найбільш характерними є три типи кристалічної решітки:

кубічна гранецентрована з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74 %(рис. 7 а), така решітка утворюється при кристалізації металів: алюмінію Al, кальцію Ca,міді Cu, срібла Ag, золота Au, а також поліморфної модифікації заліза Fe в інтервалітемператур 911-1392оС;кубічна об’ємноцентрована з координаційним числом 8 і щільністю пакування 68 %(рис. 7 б); таку решітку мають метали літій Li, натрій Na, калій K, ванадій V, вольфрам W,хром Cr, свинець Pb, а також поліморфні модифікації заліза Fe до температури 911оС та від1392оС до точки плавлення;гексагональна з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74 % (рис. 7 в), в якійкристалізуються метали берилій Be, магній Mg, кадмій Cd, титан Ti, кобальт Co, цинк Zn.

Тільки незначна кількість металів має кристалічні структури, відмінні від розглянутих простішихтипів, наприклад: ртуть Hg, індій In, окремі поліморфні модифікації урану U, марганцю Mn,нептунію Np.

Метали 95

Рисунок 7 – Різновиди моделей кристалічних решіток металів: а) кубічна гранецентрована (Ca,Cu, Au, Ag, Al); б) кубічна об’ємноцентрована (Li, Na, К, Ba, Mo, W, Cr, Pb, V); в) гексагональна (Ве,Mg, Zn, Ti, Cd, Zn, Co)

Під час кристалізації металів (наприклад, у процесі охолоджування розплавів) одночасно

утворюється величезна кількість дрібних кристаликів, які заважають один одному вирости інабути правильної форми. Тому будь-який металевий виріб має полікристалічну структуру, щоскладається із великої кількості дрібних кристаликів – їх називають кристаліти, або зерна, якіна відміну від чітко огранених монокристалів інших неорганічних речовин мають неправильнуформу і різну просторову орієнтацію. З цієї причини в кристалічній структурі металів виникаютьдефекти, які суттєво впливають на фізичні властивості металів.

ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Особливості будови атомів металів та їх кристалічної структури зумовлюють певні оптичні,механічні, теплові, електромагнітні та інші ознаки, сукупність яких складає фізичні властивостіметалів.

І. Оптичні властивості металів.

Металевий блиск – властивість, яка зумовлюється здатністю металів майже повністювідбивати світлові промені будь-якої довжини спектру. Цим пояснюється білий чи сірийколір більшості металів. Частка світла, що поглинається, визначає інтенсивність блиску.Найяскравіше блищать паладій, іридій та срібло (рис. 8). Однак деякі метали (золото, мідь,цезій) сильніше поглинають світло з певними довжинами хвиль, тому вони забарвлені вжовті чи червоні кольори. У порошкоподібному стані більшість металів набуває чорного читемно-сірого кольору.

Рисунок 8 – Метали з найсильнішим блиском

Непрозорість металів пов’язана із наявністю в кристалічній решітці вільних рухливихелектронів, які гасять світлові коливання, перетворюючи їх у теплоту чи, в деякихвипадках, використовуючи їх енергію для вивільнення електронів зі своєї поверхні (явищефотоефекту).

ІІ. Механічні властивості металів.

Пластичність – здатність без руйнування піддаватися деформаціям за умов звичайнихчи підвищених температур, завдяки чому метали можна кувати, прокатувати,штампувати, витягувати в дріт тощо. Найбільш пластичний метал – золото. Пластичністьметалів забезпечується специфічними особливостями металічного зв’язку: завдякибагатоцентровості та багатоелектронності він не розривається при дії механічнихнавантажень, які викликають тільки зміщення (ковзання) окремих шарів кристалічноїрешітки один відносно одного і перерозподіл електронного газу, що зв’язує атоми металу.Густина – вагова характеристика механічних властивостей, залежно від якої металиподіляються на легкі та важкі. Як вже зазначалося, до легких металів, густина яких неперебільшує 5 г/см3, належать всі s-метали, алюміній, титан і скандій, а до важких – восновному d-метали V-VII періодів. Найлегший метал – літій (0,53 г/см3), найважчий – осмій(22,6 г/см3).Твердість – опір проникненню у метал іншого твердого тіла. Найтвердішими металами єхром, молібден і вольфрам, а найменш твердими – індій та лужні метали.

ІІІ. Теплові властивості.

Теплопровідність металів пояснюється тим, що вільні електрони обмінюються енергієюз іонами, які знаходяться у вузлах кристалічної решітки. При нагріванні металу коливанняіонів на його поверхні зростають, а енергія коливань через електронний газ миттєвопередається сусіднім іонам, тому відбувається швидке вирівнювання температури по всіймасі металу.Питома теплоємність для більшості металів має невисокі значення (менше 0,84Д ж/г·К),але все ж таки може коливатися у достатньо широкому діапазоні від 3,55 Дж/г·К у літію

Метали 96

до 0,115 Дж/г·К в урану.

IV. Електромагнітні властивості.

Електрична провідність зумовлюється наявністю зони провідності, на яку здатні легкопереходити валентні електрони, що і забезпечує електропровідність металу. Максимальнаелектропровідність притаманна для металів, в атомах яких на зовнішньому s-підрівніміститься по одному електрону, це – хром, молібден і особливо мідь, срібло, золото.Магнітна сприйнятливість – це міра магнітних властивостей металів, які визначають їхповедінку у магнітному полі. Метали з негативною магнітною сприйнятливістю, яківиявляють опір магнітним силовим полям, називаються діамагнітні метали. До нихналежать берилій, цинк, кадмій, ртуть, галій, германій. Метали з позитивною магнітноюсприйнятливістю, які добре проводять магнітні силові поля, називають парамагнітніметали, а метали з особливо високою магнітною сприйнятливістю – феромагнітніметали (рис. 9). Парамагнітними є лужні, лужноземельні метали і метали побічних підгруп,а феромагнітними – тільки залізо, кобальт, нікель, гадоліній и диспрозій. Феромагнетизмзберігається лише до певної критичної температури – так званої точки Кюрі, – вище якоїзалишаються звичайні парамагнітні властивості.

Рисунок 9 – Феромагнітні метали

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Хімічні властивості металів залежать від електронної будови їх атомів, а саме від структуривалентних енергетичних підрівнів і великих розмірів атомних радіусів (порівняно із атомнимирадіусами неметалів). Зовнішні електрони в атомах металів суттєво віддалені від ядра і слабкосполучені з ним, завдяки чому метали мають невисокі значення потенціалів іонізації, якіхарактеризують їх відновні властивості. Метали достатньо легко віддають свої валентніелектрони, перетворюючись у позитивно заряджені іони.

Однак різним металам відновна здатність притаманна неоднаковою мірою. Висновок проможливість взаємодії конкретного металу з тим чи іншим окисником можна зробити, виходячи зізнака енергії Гіббса (ΔG < 0) чи із порівняння стандартних електродних потенціалів відповіднихокисно-відновних систем: εоок/відн > εоМеn+/Mе. У загальному випадку відновні властивостіметалів посилюються у межах підгруп періодичної системи елементів із зростаннямпорядкового номера, збільшенням атомних радіусів і зменшенням величин енергії іонізації. Деякіметали (наприклад, лужні та лужноземельні) настільки активні, що їх необхідно зберігати узапаяному посуді під шаром гасу, вазеліну чи парафіну.

ВЗАЄМОДІЯ З НЕМЕТАЛАМИПрактичне значення має відношення металів до дії галогенів, кисню, сірки та інших простихречовин неметалів з окисними властивостями.

1. Галогени. Серед галогенів окисна здатність зменшується при переході від фтору до йоду,тому F2 і Cl2 окислюють всі метали, Br2 – більшість, а I2 – т ільки найактивніші. При цьомуактивні метали швидко згоряють в атмосфері F2 і Cl2, з бромом реакція відбуваєтьсяповільніше, а з йодом – при підпалюванні реакційної суміші (рис. 10). Внаслідок взаємодіїутворюються солі – галогеніди металів:

1. 2Ag + F2 → 2AgF,2. 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3,3. 2Al + 3I2 → 2AlI3.

Рисунок 10 – Згоряння металів в атмосфері галогенів: а) магнію у хлорі; б) магнію у йоді;в) заліза у хлорі

Метали 97

1. 2. Кисень. З киснем за тих чи інших умов взаємодіють майже всі метали, але меншенергійно. Як продукти, як правило, утворюються оксиди металів, причому необов’язково вищі:

2. 2Mg + O2 → 2MgO,3. 2Cu + O2 → 2CuO,4. 4Al + 3O2 → 2Al2O3.

Лужні метали (за винятком літію, який окислюється до оксиду Li2O) утворюють пероксиди, деоксиген має ступінь окиснення –1, чи надпероксиди, в яких оксиген виявляє дробовий ступіньокиснення –1/2:

1. 2Na + O2 → Na2O2,2. 2K + 2O2 → K2O4.3. 3. Сірка. Із сіркою, особливо при нагріванні чи у розплавленому стані, реагує більшість

металів з утворенням бінарних сполук – сульфіди металів (рис. 11), наприклад:

Zn + S → ZnS,Ca + S → CaS.

Рисунок 11 – Поетапний перебіг реакції, що відбувається при взаємодії магнію з сіркою засхемою Mg + S → MgS

4. Водень. З воднем взаємодіють переважно активні метали. Продуктами взаємодії є бінарнісполуки – гідриди металів, які бувають такими:

солеподібні, які представлені гідридами лужних і лужноземельних металів, щоутворюються внаслідок безпосередньої взаємодії між простими речовинами:

2Na + H2 → 2NaH.Солеподібні гідриди металів характеризуються іонним типом зв’язку, високою

відновлювальною здатністю, доброю розчинністю у воді, при якій відбувається достатньобурхлива реакція:

2NaН + H2О → 2NaОH;

металоподібні гідриди, які за характером хімічного зв’язку близькі до металів, а заскладом належать до бертолідів, тобто не мають фіксованого стехіометричногоспіввідношення між компонентами:

Ti + H2 → TiH1,5-2,U + H2 → UH2-3;

ковалентні гідриди, яким притаманна полімерна природа, – це гідриди таких металів, якBe, Mg, Al, Cu, Zn та ін.:

2Al + 3H2 → 2AlH3.5. Азот є слабким окисником завдяки надзвичайно міцному хімічному зв’язку, тому на більшу

частину металів він не діє. Лише деякі метали здатні згоряти в атмосфері азоту з утвореннямбінарних сполук, які називаються нітриди, а за кімнатної температури у реакцію з ним можевступати тільки літій:

6 . Інші слабкі окисники (вуглець, кремній, бор) при високій температурі утворюють зметалами бінарні сполуки – карбіди, силіциди, бориди відповідно. Для багатьох із них

Метали 98

характерні висока твердість (наприклад, WC, TiC, CrB2), жароміцність (ZrC, MoB5, TiNx ), хімічнастійкість (TiNx, ZrN), тому вони застосовуються як абразиви, вогнетриви, матеріали різальнихінструментів, жароміцні та хімічно стійкі покриття.

Електрохімічний ряд напруг металівПри контакті металу з електролітом відбувається перехід заряджених частинок через межуподілу, внаслідок чого виникає різниця потенціалів на межі метал-розчин електроліту, яканазивається електродним потенціалом (позначається символами ε чи φ).

Електродний потенціал – це певна різниця електростатичних потенціалів, що виникає міжелектродом і електролітом при їх контакті.

Електродний потенціал ε, який може набувати додатного або від’ємного значеннявизначають за допомогою спеціальних методів відносно еталонних електродів – водневого,хлорсрібного тощо.

Електродний потенціал, виміряний відносно стандартного водневого електрода застандартних умов (298 К, 101325 Па) при активності іонів металу в розчині 1 моль/л,називається стандартний електродний потенціал ε0.

Значення стандартних електродних потенціалів для багатьох поширених металів наводять успеціальних довідниках (табл. 1).

Таблиця 1 – Стандартні електродні потенціали металів

Електродε0

Електродε0

Електродε0

Li/Li+ �3,045 Zn/Zn2+ �0,76 Cu/Cu2+ +0,34K/K+ �2,92 Cr/Cr3+ �0,74 Ag/Ag+ +0,97Ca/Ca2+ �2,90 Fe/Fe2+ �0,44 Hg/Hg2+ +0,85Na/Na+ �2,71 Cd/Cd2+ �0,40 Pt/Pt2+ +1,19Mg/Mg2+ �2,36 Ni/Ni2+ �0,25 Au/Au3+ +1,50Al/Al3+ �1,66 Pb/Pb2+ �0,126

Mn/Mn2+ �1,18 ½H2/H+ 0,00

Значення стандартних електродних потенціалів характеризують силу окисників і відновників:

чим вище значення ε0, тим активнішим окисником є окиснена форма електрохімічної системи(катіон металу), і навпаки, чим нижче значення ε0, тим активнішим відновником є відновленаформа (метал у вільному стані).

Мірою електрохімічної активності металу є енергія, яку необхідно витратити для роботи поперетворенню металу із твердого кристалічного стану в стан гідратованих іонів у розчині. Цяенергія визначається сумою трьох складових:

енергія атомізації, яка поглинається при переведенні металу із кристалічного стану візольовані атоми і залежить від міцності кристалічної решітки;енергія іонізації, що витрачається на відривання валентних електронів від вільнихатомів металу і зумовлюється його положенням у періодичній системі елементів;енергія сольватації, яка виділяється при сольватації іонів металу і визначаєтьсяелектронною структурою, радіусом та зарядом іона, а також природою розчинника.

Загальна енергія перетворення металу з кристалічного стану в гідратовані іони у водномурозчині залежить від співвідношення окремих складових. Чим менше значення має ця енергія,тим від’ємнішим є стандартний електродний потенціал і, відповідно, тим активнішим виявляєсебе метал в електрохімічних процесах.

Послідовність розміщення металів у порядку зростання стандартних електроднихпотенціалів, якому відповідає зменшення електрохімічної активності металів, називаєтьсяелектрохімічний ряд напруг металів:

З аналізу електрохімічного ряду напруг металів випливає декілька важливих висновків.

1. Метали, стандартні електродні потенціали яких нижчі, ніж водневий електродний

потенціал у нейтральному середовищі ( = −0,413В), термодинамічно здатнівитісняти водень із води, наприклад:

Са + 2Н2О → Ca(OH)2 + H2↑.Але ті активні метали (ε0 > −0,413В), що розміщуються у ряді напруг після Mg, за звичайних

умов з Н2О не взаємодіють, тому що покриті нерозчинними у воді оксидними плівками.

2. Метали, які розміщені у ряді напруг до Н2, витісняють водень з кислот-неокисників (HCl,H3PO4, CH3COOH, розведена H2SO4 тощо), наприклад:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑.

3. Для металів, що розміщуються у ряді напруг після Mg, характерна закономірність: більшактивний метал витісняє менш активний із розчину його солі. Або для загального випадку:метал, що розміщується ближче до початку ряду напруг, витісняє інший метал, щознаходиться правіше, з розчину його солі, наприклад:

Zn + CuSO4 → Cu↓ + ZnSO4.А метали у ряді напруг до Mg настільки активні, що у водних розчинах солей взаємодіють не

з сіллю, а з водою.

4. Під час реакції у розчинах електролітів відновні властивості металів зменшуються відпочатку ряду напруг, а окисні властивості катіонів металів, навпаки, − від кінця рядунапруг. Так, метали Li, Na, Mg, Zn виявляють сильні відновні властивості і легкоокислюються, а катіони Pt2+, Au3+, Ag+, Cu2+ є сильними окисниками, які швидковідновлюються до вільних металів.

ВІДНОШЕННЯ ДО ВОДИБільшість металів не розчиняються у воді, однак майже всі s-елементи, крім берилію Be,вступають з нею у хімічну реакцію з утворенням відповідної основи і водню. При цьому рубідій Rb

Метали 99

і цезій Cs реагують із вибухом, калій K – із самозайманням водню, який виділяється внаслідокреакції, натрій Na і літ ій Li – бурхливо, а метали IIА-підгрупи – без згоряння:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑,Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2↑.

p-Елементи, незважаючи на те, що стоять у ряді напруг до водню (рис. 12), не можутьрозкласти воду, оскільки їх поверхня покрита хімічно стійкою оксидною плівкою, щільноз’єднаною з металом.

Рисунок 12 – Електрохімічний ряд напруг металів Однак якщо видалити захисну плівку чи перевести метал у тонкодисперсний стан (у вигляді

порошку), то деякі з них здатні розчинятися у воді, наприклад, алюміній може взаємодіяти зрідкою водою при кімнатній температурі, а галій – при підвищеній температурі з парами води:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2↑,2Ga + 3H2O → Ga2O3 + 3H2↑.

Серед d-елементів т ільки лантан вступає у реакцію з водою2La + 6H2O → 2La(OH)3 + 3H2↑.Дія води на метали посилюється за наявності розчиненого в ній кисню. При цьому деякі

малоактивні метали, які за звичайних умов не взаємодіють з Н2О, окислюються аерованоюводою за схемою

2Me + nH2O + 0,5nO2 → 2Me(OH)n.

ВІДНОШЕННЯ ДО КИСЛОТОскільки метали згідно із їх природою та призначенням (конструкційні та інструментальніматеріали) можуть використовуватися у різному оточенні, то необхідно мати повну інформаціюпро їх поведінку у середовищах, які містять іони Гідрогену, тобто у водних розчинах кислот читих солей, що утворені сильними кислотами і внаслідок гідролізу дають кислу реакціюсередовища. Однак щоб прогнозувати можливість взаємодії кожного металу з тією чи іншоюкислотою, слід аналізувати відомості про властивості як самого металу (активний,малоактивний, схильний до пасивації тощо), так і кислоти. За характером дії, в тому числі повідношенню до металів, кислоти умовно поділяють на дві групи:

неокисні кислоти, в яких окисником виступає іон Гідрогену Н+;окисні кислоти, в яких окисником є кислотний залишок за рахунок центрального атома,що перебуває у максимальному чи достатньо високому ступені окиснення.

Крім того, залежно від кількісного вмісту кислоти у розчині вони можуть бути концентрованимиі розведеними, що також впливає на шлях перебігу реакції та склад продуктів, які при цьомуутворюються.

І . Неокисні кислоти (розведена сульфатна H2SO4, галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI,ортофосфатна H3PO4, оцтова CH3COOH та інші слабкі кислоти) діють тільки на метали, щостоять у ряді напруг до водню і мають помітно від’ємне значення стандартного електродногопотенціалу (рис. 9.12). У результаті таких реакцій виділяється вільний водень і утворюютьсясолі.

Слід взяти до уваги декілька важливих моментів. По-перше, якщо метал здатний виявляти усполуках декілька ступенів окиснення, то неокисні кислоти окислюють його мінімально.Наприклад, Fe і Cr такими кислотами окислюються тільки до ступеня окиснення +2:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑,Cr + H2SO4(розв) → CrSO4 + H2↑.По-друге, деякі метали, стандартний електродний потенціал яких близький до нуля, майже

не взаємодіють з неокисними кислотами. Це пов’язано із значною перенапругою виділенняводню на таких металах. Наприклад, стійкими до дії розведеної сульфатної, хлоридної таслабких кислот є метали: галій, вольфрам, індій.

По-третє, якщо продуктом реакції металу з неокисною кислотою є малорозчинна сіль, то вонапокриває поверхню металу плівкою і тим захищає його від подальшої взаємодії, наприклад:

Метали 100

2Al + 2H3PO4 → 2AlPO4↓ + 3H2↑,Pb + H2SO4(розв) → PbSO4↓ + H2↑.

ІІ. Окисні кислоти, до яких належать: нітратна кислота HNO3 будь-якоїконцентрації, концентрована сульфатна H2SO4 та інші кислоти, окисназдатність яких зумовлюється не наявністю іона Н+, а властивостяминедисоційованих молекул самих кислот чи їх аніонів. Окисні кислотивзаємодіють із усіма металами від початку ряду напруг до срібла включно(рис. 9.12).Особливість дії окисних кислот полягає в тому, що вони окислюють метал без виділення водню.Проте у випадку реакції найактивніших металів (Li, Na, K, Mg) з дуже розведеними розчинамиокисних кислот, яка відбувається надзвичайно бурхливо, водень все ж таки може виділятися,але це є результатом взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною в розчині кислоти.Наприклад, при внесенні магнію у розчин концентрованої нітратної кислоти можуть одночаснопроходити декілька реакцій:

Mg + 4HNO3(конц) → Mg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O,Mg + H2O → MgO + H2↑,MgO + 2HNO3(конц) → Mg(NO3)2 + H2O.Другою особливістю концентрованих розчинів окисних кислот, яку слід завжди пам’ятати, є їх

здатність спричиняти пасивацію деяких металів.Пасивація − це набуття термодинамічно нестійким металом корозійної стійкості внаслідок

утворення на його поверхні щільних непоруватих плівок із малорозчинних сполук, якізахищають метал від руйнування.

Схильними до пасивації металами є алюміній Al, хром Cr, залізо Fe, титан Ti та ін..За схильністю до пасивації найпоширеніші у техніці метали розміщуються у ряд:

При контакті таких металів (наприклад, алюмінію Al, хрому Cr чи заліза Fe,) з окиснимикислотами на поверхні схильних до пасивації металів виникає захисна плівка малорозчиннихсполук, що зберігає метал від подальшого розчинення у кислоті, тому при кімнатній температуріреакція миттєво припиняється. Але при сильному нагріванні захисна плівка розчиняється і тодіпочинається взаємодія металу з кислотою (рис. 13).

Рисунок 13 – При сильному нагріванні Fe (а) і Al (б) з концентрованою нітратною кислотоюзахисна плівка на поверхні металу розчиняється і відбувається взаємодія металу з HNO3,внаслідок якої виділяється бурий газ NO2

Необхідно знати ще один важливий момент. З міркувань техніки безпеки не проводять

реакцію лужних і більшості лужноземельних металів з концентрованими сульфатною і нітратноюкислотами, оскільки така взаємодія супроводжується сильним вибухом (рис. 14).

Рисунок 14 – Взаємодія натрію Na з концентрованою сульфатною кислотою проходить звибухом: а) концентрована H2SO4, в яку опускають шматочок Nа; б) перебіг реакції Nа зH2SO4(конц.)

Метали 101

ІІ.1 Концентрована сульфатна кислота, окисна здатність якої виявляється зарахунок сульфуру (+6), при взаємодії з металами залежно від їх активності,температури середовища, ступеня концентрування кислоти можевідновлюватися по-різному. Малоактивні метали відновлюють сульфатнукислоту H2SO4(конц.) до SO2, наприклад:2Ag + 2H2SO4(конц) → Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O,

метали середньої активності – до вільної сірки S(0):3Ni + 4H2SO4(конц) → 3NiSO4 + S + 4H2O,активні метали – переважно до H2S:4Mg + 5H2SO4(конц) → 4MgSO4 + H2S↑ + 4H2O.Але на практиці достатньо активні метали звичайно реагують із концентрованою

сульфатною кислотою з утворенням суміші сірчистого газу SO2, сірководню Н2S і вільної сірки S,тобто паралельно відбуваються всі три імовірні реакції. Наприклад, при взаємодії H2SO4(конц.) зцинком одночасно можуть проходити такі процеси:

Zn + 2H2SO4(конц) → ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O,3Zn + 4H2SO4(конц) → 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O,4Zn + 5H2SO4(конц) → 4ZnSO4 + H2S↑+ 4H2O.

ІІ.2 Концентрована нітратна кислота при взаємодії з металами відновлюється, як правило, добурого газу – нітроген (IV) оксиду, а метал при цьому окислюється найчастіше до максимального(чи достатньо високого) ступеня окиснення (рис. 15 і 16 а), наприклад:

Cu + 4HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O,Sn + 4HNO3(конц) → H2SnO3↓ + 4NO2↑ + H2O.

Рисунок 15 – Поетапна взаємодія олова Sn з концентрованою нітратною кислотою HNO3,внаслідок якої виділяється бурий газ NO2

ІІ.3 Розведена нітратна кислота у реакціях із малоактивними металами (Cu, Ag,Hg, Pb) виділяє нітроген (ІІ) оксид (рис. 16 б):

1. 3Cu + 8HNO3(розв) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O,

Метали 102

2. 3Нg + 8HNO3(розв) → 3Нg(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O,3. 3Ag + 4HNO3(розв) → 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O.

Рисунок 16 – Взаємодія ртуті: а) з концентрованою нітратною кислотою; б) з розведеноюHNO3

Інколи деякі метали, що стоять усередині ряду напруг (Fe, Cd, Ga), можуть відновити

розведену нітратну кислоту до N2O чи до вільного азоту N2:10Fe + 36HNO3(розв) → 10Fe(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O,4Cd + 10HNO3(розв) → 4Cd(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O.ІІ.4 Дуже розведена нітратна кислота взаємодіє з активними металами (Mg, Al, Zn, V, Nb) з

утворенням амоніаку NH3 (чи іона амонію NH4+), який реагує з надлишком кислоти і дає нітратамонію, наприклад:

4Mg + 9HNO3(розв) → 4Mg(NO3)2 + NH3↑ + 3H2O,8Al + 30HNO3(розв) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O.Отже, у загальному випадку особливості взаємодії металів з HNO3 і характер продуктів, що

утворюються, залежать від активності металу, концентрації та кількості кислоти і умовпроведення реакції (рис. 17).

Рисунок 17 – Найімовірніші продукти відновлення нітратної кислоти при її взаємодії зметалами

ВІДНОШЕННЯ ДО ЛУГІВУ реакцію з лугами вступають лише амфотерні метали. У загальному випадку терміномамфотерність (від грецьк. аmphoteros – і той і інший) позначають здатність хімічних сполуквиявляти кислотні або основні властивості залежно від природи другого компонента, що береучасть у кислотно-основній взаємодії. Відносно до металів амфотерним вважають метал,здатний взаємодіяти з лугами з утворенням середніх чи комплексних солей, в аніоні якихміститься окиснений метал. Амфотерні метали – це берилій Be (s-елемент), алюміній Al, оловоSn, свинець Pb, германій Ge (p-елементи), цинк Zn (d-елемент).

Якщо взаємодія відбувається у водних розчинах (рис. 18), то утворюються комплекснігідроксосолі, комплексоутворювачем в яких є катіон амфотерного металу, наприклад:

Be + 2KOH + 2H2O → K2[Be(OH)4] + H2↑,Pb + 4KOH + 2H2O → K4 [Pb(OH)6] + H2↑,2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] + 3H2↑,2Al + 6KOH + 6H2O → 2K3[Al(OH)6] + 3H2↑.

Рисунок 18 – Поетапний перебіг взаємодії алюмінію з лугом і згоряння водню, що виділивсявнаслідок реакції

У деяких випадках взаємодія амфотерного металу відбувається по-різному залежно від

концентрації розчину лугу, як це видно із наведених вище рівнянь, що відбивають реакціїалюмінію з лужними розчинами. Можна навести інший приклад: при розчиненні олова уконцентрованому лузі утворюються солі дуже слабкої станітної кислоти – станіти:

Sn + 2KOH(конц.) → K2SnO2 + H2↑,а у розведеному розчині лугу – комплексні гідроксостаніти:Sn + 2KOH + 2H2O → K2[Sn(OH)4] + H2↑.

Метали 103

При сплавленні амфотерних металів з твердими лугами отримують звичайні середні солі –берилати, алюмінати, цинкати і т.ін.:

Be + 2KOH → K2BeO2 + H2↑,2Al + 6KOH → 2KAlO2 + 2K2O + 3H2↑,Zn + 2KOH → K2ZnO2 + H2↑.Деякі метали хоч фактично і не належать до амфотерних, можуть взаємодіяти з лугами за

наявності сильних окисників. Наприклад, якщо через розчин лугу пропускати під тискомструмінь кисню, то такі метали, як ванадій V, ніобій Nb і тантал Ta (d-елементи) вступають уреакцію з утворенням солей – ванадатів, ніобатів і танталатів відповідно, набуваючимаксимального ступеня окиснення +5, згідно із загальною схемою

4Me + 5O2 + 12KOH → 4K3MeO4 + 6H2O.Аналогічно поводять себе із лугами за наявності окисників і d-метали рутеній Ru та осмій Os.

При сплавленні із сумішшю лугу і окисника вони дають середні солі – рутенати і осмати, в якихступінь окиснення металу дорівнює +6:

Me + 3KClO + 2KOH → K2MeO4 + 3KCl + H2O.

ВЗАЄМОДІЯ ІЗ СОЛЯМИ ІНШИХ МЕТАЛІВМетали у вільному стані виявляють відновлювальні властивості, які послаблюються іззростанням значення стандартного електродного потенціалу від початку ряду напруг до йогокінця (рис. 9.12), а у стані позитивно заряджених іонів – окислювальні, які у зазначеномунапрямку, навпаки, посилюються. Це є передумовою для витіснення малоактивних металів ізрозчинів їх солей більш активними металами (рис. 19), наприклад:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu,Zn + SnCl2 → ZnCl2 + Sn.

Рисунок 19 – Взаємодія металу з сіллю іншого металу в розчині: а) витіснення активнішоюпорівняно з сріблом міддю катіонів Ag+ з розчину солі AgNO3 внаслідок реакціїCu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓, при цьому срібло осаджується на мідній пластинці, а розчиннабуває блакитного забарвлення за рахунок Cu(NO3)2; б) при занурюванні мідної пластинки урозчин солі більш активного металу (ZnSO4) реакція не відбувається; в) витіснення активнималюмінієм катіонів Cu2+ з розчину солі внаслідок реакції 2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu↓,

чиста мідь осідає на дні посудині

Необхідно пам’ятати, що найбільш активні метали, які розміщуються на самому початку рядунапруг, при внесенні їх у водні розчини солей малоактивних металів вступають у взаємодію нез сіллю, а з водою, що міститься у розчині. Так, якщо шматочок калію занурити у розчин солімалоактивного металу (наприклад CuSO4 чи Pb(NO3)2), то реакція відбувається за схемою:

2K + 2H2O → 2KOH + H2.Реакції між металами і простими нерозчинними солями менш активних металів (галогенідами

загального складу MeHalx, халькогенідами MexSy) звичайно відбуваються тільки при сильному

Метали 104

нагріванні, хоч і супроводжуються екзотермічними ефектами:Mg + SnCl2 → MgCl2 + Sn,Be + Ag2S → BeS + 2Ag.

Одержання металлівМетоди одержання луних і лужноземельних металів

Для добування цих металів із сполук застосовують електроліз розплавів їх солей. Розглянемоцей процес на прикладі КCl і Са(OH)

KCl → K+ + Cl-(-)Катод Анод(+)

K+ + 1 ē → K0 2Cl- - 2 ē → Cl20

Іони, що утворюються в розплаві електроліту внаслідок електролітичної дисоціації підвпливом електричного струму рухаються до електродів:

Са(OH)2→ Са+2 + 2OH-

(-)Катод Анод(+)Са+2 + 2 ē → Са0 2OH- - 2 ē → ½ O20 + H2O2. Алюмотермічний спосіб (одержують кальцій, стронцій і барій):2СаО + АІ→ СаАІО2+ Са;3ВаО + 2АІ→АІ2О3 + 3ВаМетоди одержання алюмініюЕлементарний алюміній одержують електролізом розчину Al2O3 (“глиноземи”) у

розплавленому кріоліті. Процес ведуть при температурах близько 1000 0С у спеціальнихелектричних печах, причому на аноді виділяється кисень, а на катоді – рідкий алюміній. Останнійзбирається на дні печі, звідки його періодично й відбирають. Кріоліт підвищуєелектропровідність розплаву, тому що оксид алюмінію, який одержують при обезводненніглинозему, погано проводить електричний струм. Крім того, кріоліт зменшує температуруплавлення оксиду алюмінію. Електроди виготовляють з графіту. Графітовий анод з часом згорає: С+О2= СО2, тому він поступово опускається в електролі. Електролітичне виробництвоалюмінію вимагає великих витрат електроенергії. Температура електролізу (приблизно 1000°С)підтримується за рахунок електричного струму.

АІ2О3Û АІ3+ + АІО3 3-

(-)Катод Анод(+)АІ3+ + 3 ē = АІ↓ 2АІО3 3- - 6 ē = АІ2О3 + 3 О.Сумарно получаємо: 2АІ2О3Û 4АІ + 3О22. Перше виділення елементарного алюмінію відбувалося за схемою:AlCl3 + 3 K = 3 KСl + AlМетоди одержання сплавів заліза – чавуну та сталі. Застосування Основа чугуна і сталі - одна - залізо. Головна відмінність полягає в тому, що чавун має

підвищений вміст вуглецю (понад 2% у чавунах і до 2% в сталях) Різниця між цими сплавамипроходить за змістом вуглецю в сплаві. Так само більше в багатьох чавунах марганцю, сірки,фосфору і кремнію. Сталі більш тверді, міцні і зносостійкі. Чавуни ж більш крихкі, але маютьхороші ливарні властивості. Сталь є похідною від чавуну, тому що виробництво її в основномускладається з двох етапів: із залізних руд спочатку отримують чавун, далі з чавуну і сталевогобрухту отримують сталь.

Первинна переробка залізної руди – одержання чавуну (вміст вуглецю більше 1,7%).Чавун одержують з залізної руди в спеціальних вертикальних печах, які називають

доменними печами, або домнами. Шихту завантажують через верхню частину домни (колошник).Спочатку засипають шар коксу, потім шар суміші руди з коксом і флюсами, потім знову шар коксуі т. д. Кокс служить джерелом тепла для підтримання потрібної температури в домні і дляодержання відновника — оксиду Карбону CO, а флюси (найчастіше CaCO3) — для перетворенняпустої породи (SiO2, глини тощо) в легкоплавкі сполуки — шлак. Горіння коксу підтримуєтьсявдуванням у нижню частину домни (горно) попередньо нагрітого до 800—1000°С повітря.Найвища температура (до 1500 °C і навіть більше) досягається в нижній частині домни у зонігоріння коксу, а найнижча (до 200 °C) — у найвищій частині. В результаті згоряння коксу внижній частині домни утворюється оксид Карбону CO2, який, піднімаючись вгору і проходячикрізь шар розжареного коксу, перетворюється в оксид Карбону (ІІ) CO:

C + O2 = СО2; CO2 + C = 2COОксид Карбону CO як сильний відновник, проходячи через шари шихти, відновлює оксиди

Ферруму (залізну руду). Причому ступінь відновлення залежить від температури. Притемпературі 200—500°С Fe2O3 відновлюється до Fe3O4 при 600 °C Fe3O4 до FeO. Вище 700 °CFeO в до вільного заліза, яке утворюється в твердому стані (так зване губчасте залізо):

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2 ↑ Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2 ↑ FeO + CO = Fe + CO2 ↑Утворене губчасте залізо частково реагує з розжареним вуглецем і утворює хімічну сполуку —

карбід заліза Fe3C:Карбід заліза Fe3C називають цементитом. Цементит в залізі утворює розчин, який називають

чавуном.Розрізняють сірий та білий чавун. Білий чавун на зломі має білий колір. У ньому вуглець

міститься частково в розчиненому стані, а частково у вигляді включень цементиту Fe3C. Білийчавун дуже твердий і крихкий, через що механічній обробці він не піддається, а при ударі легкорозбивається на куски. Тому з білого чавуну ніякої продукції не виробляють, він переробляєтьсяна сталь і частково на сірий чавун. Сірий чавун має на зломі сірий колір, оскільки цементитчастково розкладається і вуглець виділяється у вигляді пластинок графіту, які пронизуютьсобою весь об'єм металу і роблять його сірим. Сірий чавун одержують тривалим видержуваннямпри температурі, близькій до температури плавлення білого чавуну, або при дуже повільномуохолодженні розплавленого чавуну. Сірий чавун менш крихкий, ніж білий. З нього відливаютьрізні деталі для машин, махові колеса, плити, станини для машин, каналізаційні труби тощо.

Вторинна переробка залізної руди – одержання сталі з чавуну. В сталі вміст Карбонуменше 1,7%.

2.

Метали 105

Суть процесу переробки чавуну на сталь полягає у зменшенні до потрібної концентраціївмісту вуглецю і шкідливих домішок — фосфору і сірки, які роблять сталь крихкою і ламкою.Цього досягають шляхом окиснення домішок. При високій температурі кисень взаємодіє звуглецем та іншими домішками, утворюючи оксиди. Оксиди Карбону видаляються у виглядігазу, а інші оксиди реагують з флюсами, утворюючи шлак.

Si + O2 = SiO2; 2C + O2 = 2CO ↑ 2Fe + O2 = 2FeOОдержувана при цьому сталь містить значні кількості розчиненого оксиду заліза FeO, який

сильно знижує якість сталі. Тому перед розливкою сталь треба обов'язково розкиснювати задопомогою різних розкисників — феросиліцію, феромангану або алюмінію:

2FeO + Si =2Fe + SiO2; FeO + Mn = Fe + MnO; 3FeO + 2Al = 3Fe + Al2O3Оксид Мангана MnO реагує з SiO2 і утворює силікат мангана MnSiO3, який переходить у шлак.

Оксид алюмінію як нерозчинна при цих умовах речовина теж спливає наверх і переходить ушлак.

Легуючі елементи покращують властивості сталі (леговані сталі). Наприклад – Ni – додаєміцності, Ti – термостійкості, Cr – корозійної стійкості.

Приклади розв'язування типових задач Приклад 9.1. Які процеси будуть спостерігатися, якщо шматочок металевого натрію

помістити у розчин мідного купоросу CuSO4?Розв’язок. Як випливає з електрохімічного ряду напруг металів, натрій є набагато

активнішим від міді, однак при його контакті з розчином мідного купоросу Na взаємодіє не зCuSO4, а з водою. Отже, буде спостерігатися виділення водню:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑.Приклад 9.2. Як зміниться маса цинкової пластини при зануренні її у розчини таких солей:

а) AgNO3; б) Ni(NO3)2; в) Al(NO3)3?Розв’язок. Необхідно зауважити, що у випадку взаємодії Zn з сіллю пластина почне

розчинятися, але одночасно на ній буде осаджуватися відновлений метал із розчиненої солі,тому змінення маси цинкової пластини залежить від співвідношення еквівалентних мас цинку іметалу. Позначимо вихідну масу цинкової пластини через m.

а) Згідно з положенням у електрохімічному ряді напруг більш активний цинк витісняємалоактивне срібло із розчину його солі:

Zn + 2AgNO3 → 2Ag↓ + Zn(NO3)2.З рівняння реакції випливає, що кількість речовини (ν) срібла вдвічі більша, ніж кількість

речовини цинку. Нехай ν(Zn) = x, тоді ν(Ag) = 2ν(Zn) = 2x, а їх масиm(Zn) = ννM = 65x, m(Ag) = ννM = 108 ⋅ 2x = 216x.Кінцева маса пластини mкін визначається різницею між масою цинку, що розчинився, і масою

осадженого на пластині срібла:mкін = m − m(Zn) + m(Ag) = m − 65x + 216x = m + 151x.Отже, маса пластини зростає на величину 151х, де х – кількість речовини цинку, що

розчинився.б) У електрохімічному ряді напруг цинк розміщується до нікелю, тому при зануренні цинкової

пластини у розчин нікелевої солі протікає реакціяZn + Ni(NO3)2 → Ni↓ + Zn(NO3)2.Нехай ν(Zn) = x, тоді ν(Ni) = ν(Zn) = x, m(Zn) = ννM = 65x, m(Ni) = ννM = 59x.Кінцева маса пластини mкін = m − m(Zn) + m(Ni) = m − 65x + 59x = m − 6x.У цьому випадку маса пластини зменшується.в) Оскільки цинк у електрохімічному ряді напруг металів стоїть до алюмінію, він не може

витісняти алюміній з розчину його солей, тому Zn не реагує з Al(NO3)3 і маса пластини незмінюється.

ВИСНОВКИ

Метали становлять переважну більшість хімічних елементів і мають найрізноматніші галузізастосування.

З хімічної точки зору металами називаються прості речовини, атоми яких на зовнішнійоболонці містять невелику кількість електронів (від одного до трьох), мають великі ефективнірадіуси, низькі значення потенціалів іонізації та високі відновні властивості.

До класу металів належать як власно метали (прості речовини), так і їх сплави. Інодіметалами називаються всі речовини, яким притаманні т і чи інші металічні властивості,наприклад, органічні метали, «синтетичні» метали інтеркалати – електропровідні сполуки, щоутворюються внаслідок впровадження деяких реагентів у міжшаровий простір кристалічноїрешітки речовин з шаруватим типом структури. Окремо розглядають напівметали танапівпровідники. Віднесення одних і тих самих елементів одночасно до напівметалів інапівпровідників пов’язане з явищем поліморфізму, при якому один елемент утворює різнікристалічні структури, відмінні за своїми властивостями.

У природі метали досить поширені і майже всі, за винятком благородних, існують тільки увигляді сполук, що входять до складу мінералів.

Метали класифікують за різними ознаками: за геохімічними (чорні та кольорові метали), заелектронною конфігурацією атомів (s-, p-, d- і f-метали), за природним походженням (лужні,лужноземельні, рідкоземельні, лантаноїди, актиноїди, родина заліза, платинові метали), законструкційними особливостями (важкі, легкі, легкоплавкі, тугоплавкі, благородні, радіоактивніметали), за природним походженням (природні та штучні метали), за розповсюдженням вприроді (поширені, рідкі, розсіяні метали).

У металах головним чином здійснюється особливий тип хімічного зв’язку – металічний зв’язок.Електронна конфігурація атомів металів є причиною таких найважливіших властивостейметалічного зв’язку: багатоцентровість, багатоелектронність, ізотропність, ненасиченість.Металічний зв’язок у чистому вигляді реалізується тільки у лужних і лужноземельних металів, ав решті металів поряд із металічним здійснюється і ковалентний зв’язок.

Для металів найбільш характерні такі типи кристалічних решіток: кубічна гранецентрована зкоординаційним числом 12, кубічна об’ємноцентрована з координаційним числом 8,гексагональна з координаційним числом 12.

Будова атомів і структура кристалічної решітки металів визначають сукупність фізичнихвластивостей: механічних, теплових, електричних, оптичних, магнітних тощо.

Хімічна поведінка металів зумовлюється положенням в періодичній системі, низькимизначеннями потенціалів іонізації та достатньо великими радіусами атомів за наявності малоїкількості валентних електронів. Хімічні властивості реалізуються при взаємодії металів ізелементарними окисниками, з окисними і неокисними кислотами, а також відносно води, лугів таінших класів сполук. Про активність металів у реакціях, що відбуваються у водних середовищах,можна зробити висновок за положенням певного металу в електрохімічному ряді напруг і беручидо уваги схільність до пасивації деяких металів.

Неметали 106

Неметали

Галогени. Хлор, та його сполукиВ ряду F�Cl�Br�I

Оксиген та його сполукиОзон.

В 1840 році була отримана газоподібна речовина, що складається з молекул О3 ісильно відрізняється по властивостях від звичайного кисню (О2). Новий газ, що мавхарактерний запах, назвали озоном (по-грецькі - “пахучий”).Подібно звичайному кисню, озон являє собою просту речовину. Він є алотропнамодифікація Оксигену.В газоподібному стані озон має голубий колір, в рідкому – темно-синій, в твердому –майже чорний. Навіть в малих дозах озон дуже токсичний. Температура кипіння -1120 С. У всіх агрегатних станах озон здатний вибухати від удару. Розчинність його уводі набагато більше, ніж кисню.

Біологічне значення кисню і озону та їх застосування.Сульфур та його сполуки

Хімічні властивості.Хімічні властивості сульфатної кислоти H2SO4

Нітроген та його сполукиХімічні властивості НітрогенуСполуки Нітрогену з Оксигеном.Місце Нітрогену та його сполук в природі.

Фосфор та його сполукиОдержання.Хімічні властивості.

Карбон та його сполукиХімічні властивості

Силіцій та його сполукиОдержання.Хімічні властивості.

Гідроген. Водень і водаХімічні властивості водню.Одержання воднюВода.

Галогени. Хлор, та його сполуки

Галогенами називають елементи, що складають головну підгрупу VII групи – це Флюор, Хлор,Бром, Йод, Астат (отриманий штучно в невеликих кількостях). Назва «галогени» в перекладі –солетворні. Галогени – це р – елементи, що мають 7 електронів на зовнішньому шарі. Загальнахарактеристика елементів – галогенів представлена в таблиці.

Таблиця. Загальна характеристика елементів 7 групи головної підгрупи.

Хім.знак Зовнішня електр. оболонка Ступені

окисненняФормулапрост.реч.

Агрегатнийстан

F�� �� �

�� ps 2s22p5

-1, 0

F2Cl2Br2I2

газГазрідинатвердийCl

BrI

�� �� ��� p ds

Загальна електронна формула для елементів –галогенів(Cl, Br, I) ns2np5nd0 , де n- номер періоду

- 1 , 0,+3,+5, +7

На основі будови атомів елементів – галогенів можемо оцінити їх окисні та відновні властивості,реакційну здатність, особливості хімічного зв’язку в молекулі та ін..

1. 1. Окисні властивості галогенів зменшуються від Флюору до Астату. Це пов’язано іззбільшенням радіусу атома. Отже Як відомо, в межах головних підгруп із збільшеннямзаряду ядра атома збільшується радіус атома і як наслідок зменшується притяганнявалентних електронів до ядра. Це приводить до збільшення металевих властивостей, і дозменшення окисних. Флюор – є найсильнішим окисником серед неметалів. Цей елемент нездатний виявляти позитивний ступінь окиснення. Інші галогени в сполуках виявляютьпозитивні ступені окиснення +1, +3, +5, +7.

2. 2. Реакційна здатність галогенів зменшується в ряду F�Cl�Br�I. Енергія зв’язку вмолекулах має одне аномальне значення: У Флюору енергія зв’язку в молекулі нижче ніж уХлору чи Брому. Таку аномалію можна пояснити відсутністю в атомі Флюору d – орбіталі, зарахунок якої у інших галогенів можливе утворення додаткових донорно-акцепторнихвзаємодій, що підвищує міцність зв’язку.

3. 3. Перебування в природі. В природі галогени зустрічаються у вигляді сполук4. Флюор: СаF2 - флюорит, плавіковий шпат; Na3[АІF6] – кріоліт; 3 Са3(РО4) 2 · СаF2 – фтор

апатит

Хлор:NаСІ - кам’яна сіль, кухонна сіль; КСІ – Сильвин; КСІ · NаСІ – сильвініт;Бром :КВr · МВr2 · 6 Н2О – бромкарналіт; КСІ · КВr – бромсильвініт.Йод: міститься в нафтових і деяких мінеральних водах. Самостійних мінералів практично не

утворює.

4. Методи одержання.1. Електролізом розплавів або розчинів концентрованих розчинів галогенідів (одержання

фтору, хлору, брому).Розглянемо процес електролізу розплаву KClІони, що утворюються в розплаві електроліту внаслідок електролітичної дисоціації під

впливом електричного струму рухаються до електродів:Катіони – до катоду (-) Аніони –до аноду (+ )KCl ⇔ K+ + Cl-Катод АнодK+ + 1e � K02Cl- - 2e � Cl20

1. 2. Заміщення хлором із солей, що містяться в морській воді, бурових водах, морськихводоростях ( для брому і йоду).

2. 2 КВr + СІ2 = 2 КСІ + Вr2 ↓

Неметали 107

3. 2 NаJ + СІ2 = 2 NаСІ + J2 ↓

Лабораторні методи.

1. 3. Окислення концентрованої соляної кислоти різними окисниками (одержання хлору).2. 4 НСІ + МnО2 = СІ2 ↑ + МnСІ2 + 2 Н2О3. 16 НСІ + 2 КMnО4 = 5 СІ2 ↑ + 2 МnСІ2 + 2 КСІ + 8 Н2О

Фізичні властивості.Всі галогени у вільному стані утворюють двоатомні молекули. Міцність зв’язку в молекулах

галогенів зменшується від F2 до J2 .Фтор – безбарвний газ з різким запахом, не розчиняється у воді, тому що з нею реагує. Хлор –

газ жовто-зеленого кольору, досить легко зріджується. Розчинність хлору у воді середня,причому частина розчиненого хлору реагує з водою. Бром – важка темно-бура рідина з різкимзапахом, легко випаровується, при попаданні на шкіру викликає важкі опіки. Розчинність брому уводі середня. Йод – кристалічна речовина майже чорного кольору, мало розчинний у воді, аледобре розчиняється в органічних розчинниках, наприклад, спирті. Йод легко переходить в

пароподібний стан з твердого стану, пари йоду мають фіолетове забарвлення.

В ряду F�Cl�Br�Iа) зростає радіус атома; б) зменшується електронегативність;

в) зменшуються неметалеві властивості; г) зменшуються окисні властивості.Хлор- Сl2- використовується для одержання соляної кислоти, брому, хлорного вапна,

хлоратів, для хлорування води, відбілювання тканин та ін.Хімічні властивості галогенів.

1. 1. Реакції з простими речовинами:2. - з металами (утворюються солі): 3Cl2 + 2Fe� 2FeCl3;3. - з воднем (утворюються галогеноводні): Cl2 + H2� 2HCl. Галогеноводні HF, HCl, HBr, HJ – це

безбарвні гази, досить легко зріджуються, легко розчиняються у воді з утвореннямгалогеноводневих кислот. Сила цих кислот збільшується в ряду: НF< НСІ < НВr < НJ

4. - з неметалами 3Cl2+ 2P� 2PCl3

З киснем, азотом, інертними газами хлор не реагує.2. Реакції з складними сполуками:- реакція з водою (J2 з водою не реагує): в реакції з водою хлор утворює хлорну воду - H2O +

Cl2� HCl + HClO; Флюор розкладає воду: 2 F2 + 2 Н2О = 4 НF + О2- з лугами: 2NaOH + Cl2� NaCl + NaClO + Н2О(на холоді)6NaOH + 3Cl2� 5NaCl + NaClO3 + 3Н2О(при нагріві);- реакція заміщення галогенів в їх солях: 2NaBr+ Cl2 � 2NaCl + Br2Сполука хлору з воднем – хлороводень (HCl) – безбарвний газ, добре розчинний у воді.

Розчин хлороводню у воді – хлоридна (соляна) кислота (хлороводнева кислота). HCl- сильнакислота, її солі – хлориди, майже всі розчинні у воді (крім: хлоридів срібла, свинцю).Нерозчинність галогенидів срібла дозволяє використовувати катіони Ag+ як якісний реагент наіони галогенів. AgCl (білий осад), AgBr (жовтий осад), AgJ (темно-жовтий осад), Хлориднакислота легко реагує з металами, що стоять в ряду напруг до водню, але не реагує з металами,що стоять після водню:

2HCl+ Zn� ZnCl2 + H2 ; HCl+ Сu �реакція не відбуваєтьсяКрім соляної кислоти, відомі кисневі кислоти хлору:

Приклади кисневих кислот хлору Характеристика властивостейHClO – хлорнуватиста кислота (солі гіпохлорити)

HClO2 – хлориста кислота (солі хлорити)HClO3 – хлорнувата кислота (солі хлорати)HClO4 – хлорна кислота (солі перхлорати)

В ряду: HClO � HClO2 � HClO3 � HClO4а) збільшуються кислотні властивості;б) зменшуються окисні властивості.

Застосування галогенів.Фтор застосовують для одержання цінних органічних фтор похідних термічно стійких мастил,

Хімічно стійких пластмас (тефлон), хладоагентів (фреони).Хлор використовується для виробництва органічних і неорганічних хлорпохідних. Для

відбілювання, для обеззаражування води, в металургії. Широко використовуються хлорорганічнірозчинники, пластмаси, штучна шкіра, отрутохімікати.

Бром знаходить застосування у виробництві барвників і медикаментів. Бромід аргентума АgВrу великих кількостях використовується у виробництві фотоплівки, фотопаперу. Дуже великефізіологічне значення сполук Брому в нормальній життєдіяльності організмів людини і тварин.До їх додаткового введення особливо чуттєва центральна нервова система: бромідивикористовують в медицині як заспокійливі засоби. Надлишок накопичення сполук Бромупризводить до появи шкіряних висипів.

Йод накопичується в щитовидній залозі, входить до складу білка треоглобуліна, щостимулює процеси асиміляції. Нестача Йоду в їжі і воді викликає базедову хворобу. Із звичайнихпродуктів споживання найбільш багаті Йодом цибуля і морська риба. Йод входить до складуряду ліків. Спиртовий розчин йоду використовується як дезинфікуючий засіб в медицині.

Оксиген та його сполуки

Оксиген – елемент з порядковим номером 8 , знаходиться в головній підгрупі 6 групи (ІІ період).Оксиген є найпоширенішим елементом земної кори. В атмосфері його перебуває близько 23 %,

у складі води — близько 89 %, у людському організмі — близько 65 %, у піску - 53 %, у глині — 56% і т.і. Якщо підрахувати його кількість у повітрі (атмосфері), воді (гідросфері) і доступнійчастини твердої земної кори (літосфері), то виявиться, що на частку Оксигену доводитьсяприблизно 50 % їхньої загальної маси. Вільний кисень міститься майже винятково в атмосфері,причому кількість його оцінюється в 1,2•1015 т .

Неметали 108

Оксиген було відкрито в 1777 р. Шееле при розкладанні нітрату натрію і незалежно від ньогов 1774 р. Прістлі при розкладі оксиду меркурію (ІІ) Назву цьому елементу надав Лавуазьє.

Вільний кисень складається із двохатомних молекул. Під звичайним тиском він зріджуєтьсяпри -1830С и твердіє при -219 0С. У газоподібному стані кисень безбарвний, а в рідкому ітвердому має блідо-синє забарвлення.

.Таблиця. Характеристика елемента Оксигену.

Хім.знак

З о в н і ш н я електроннаоболонка

Ступеніокислення

Ф о р м у л а простоїречовини

Агрегатнийстан

O�� � �

�� ps 2s22p4

-2,-1 (Н2О2)0 (О2)+2 (OF2)

О2О3-озон газ

Озон.

В 1840 році була отримана газоподібна речовина, що складається з молекул О3 і сильновідрізняється по властивостях від звичайного кисню (О2). Новий газ, що мав характернийзапах, назвали озоном (по-грецькі - “пахучий”).

Подібно звичайному кисню, озон являє собою просту речовину. Він є алотропна модифікаціяОксигену.

В газоподібному стані озон має голубий колір, в рідкому – темно-синій, в твердому – майжечорний. Навіть в малих дозах озон дуже токсичний. Температура кипіння -1120 С. У всіхагрегатних станах озон здатний вибухати від удару. Розчинність його у воді набагато більше,ніж кисню.Перебування в природі.

В природі Оксиген зустрічається у вигляді простих і складних сполук.Прості – кисень та озон. Кисень міститься майже винятково в атмосфері. Озон знаходиться

на відстані 22 км від земної поверхні утворюючи озоновий шар Землі, який поглинає шкідливедля усього живого радіаційне випромінювання Сонця.

Складні речовини у великій кількості містять елемент Оксиген. Він входить до складуоксидів, кислот, солей основ, органічних і неорганічних речовин.

4. Методи одержання кисню.1. Фракційна перегонка зрідженого повітря.Основним джерелом промислового одержання кисню є рідке повітря. При цьому азот,

температура кипіння якого нижча в порівнянні з киснем, випаровується раніше, ніж кисень.Такий кисень містить сліди азоту і аргон, але для більшості технічних цілей ці домішки незаважають. Для одержання особливо чистого кисню використовують іноді розкладанням водиелектричним струмом

2. Електроліз води, водних розчинів кислот і солей.Електроліз Н2О�½ О2↑+ Н2↑(-) Катод Анод (+)

2 Н2О + 2ē = Н2 ↑ + 2ОН¯ 2 Н2О – 2ē = ½ О2 ↑ + 2Н+

3. Лабораторні методи одержання кисню

1. 2KMnO4� K2MnO4 + MnO2 + O22. 2KClO3� 2KCl + 3O2 розкладання при нагріванні3. 2KNO3� 2KNO2 +O24. 2H2O2� 2H2O + O2 (в присутності MnO2)5. 4. Одержання озону.

Одержують озон найчастіше дією на газоподібний кисень тихого розряду (електричногорозряду без світіння й іскор). Застосовуваний для цього прилад — озонатор. Вихідний зозонатора кисень містить кілька відсотків озону. Його утворення супроводжується зменшеннямоб'єму, тому що по реакції:

3 О2 ⇔ 2 О3із трьох об'ємів кисню виходить два об'єми озону.

Неметали 109

1. 4. Хімічні властивості.2. На зовнішньому енергетичному рівні атому Оксигену знаходиться 6 електронів. До

завершення стійкої електронної оболонки з 8 електронів атому Оксигену недостає 2електронів. Тому Оксиген, приймаючи ці 2 електрони, виявляє окислювальну здатність іступінь окислення –2. В звичайних сполуках Оксиген виявляє ступінь окислення –2. Впероксидах (пероксид водню - H2O2)ступінь окислення Оксигену становить –1. В сполукахзі фтором (OF2) Оксиген виявляє ступень окислення +2. Ступінь окислення Оксигену вкисні становить (O2)0. Таким чином, для Оксигену характерні ступені окислення:

3. -2 , -1 , 0 , +1 , +2.

Однією з найбільш характерних особливостей кисню є його здатність з’єднуватись з більшістюелементів з виділенням тепла і світла (згоряння). Для виникнення цього процесу часто потрібнонагрівання до певної температури (температури запалення), тому що за звичайної температурикисень є досить інертною речовиною. Але в присутності вологі відбувається повільне окислення(повільне згоряння) вже за звичайних умов. Наприклад, процес дихання живих організмів,корозія металів, процеси гниття і розкладу.

Кисень безпосередньо реагує з всіма елементами (виключення – інертні гази, галогени,платинові метали).

1. Реакція з простими речовинами:Загальний вигляд: Проста речовина (метал або неметал) + О2� оксиди (в більшості при

нагріванні)В реакціях з лужними металами кисень утворює пероксиди:2Na + O2 � Na2O2 (пероксид

натрію);В реакціях з іншими металами кисень утворює оксиди Ca + O2� CaO (оксид кальцію);З неметалами при нагріванні: S + O2� SO2 (оксид Сульфуру IV)

1. 2. Реакція з оксидами: 2SO2 + O2� 2SO3 ; 2NO +O2� 2NO22. 3. Реакція з водневими сполуками відбувається по різному залежно від умов:3. 2H2S +3O2�2 SO2 + 2H2O (надлишок кисню);4. 2H2S + O2� 2S +2H2O (недостача кисню)5. 4. Хімічні властивості озону.

Порівняно з киснем озон більш активний, завдяки протіканню процесу розпаду молекули зутворенням атомарного Оксигену: О3�О2 + О.

Озон є сильним окисником. Навіть на холоді він реагує з тими речовинами, які не окислюютьсямолекулярним киснем

2К+1J-1 + О30 + Н2О = J20+ О20+ 2К+1О-2Н+1

Схема електрони коефіцієнтивідновник 2J-1 - 2 ē � J02 2 1 процес окиснення

окисник О30 + 2 ē = О20 + О-2 2 1 процес відновлення

Біологічне значення кисню і озону та їх застосування.Кисень.

Кисень використовується в суміші з воднем і ацетиленом для різки і автогенної зваркиметалів, при плавленні тугоплавких металів. В доменних і мартенівських печахвикористовується повітря, збагачене киснем – до 85% .

Рідкий кисень використовується для виготовлення вибухових речовин, для створеннянизьких температур, в дихальних апаратах.

Теплокровні тварини гинуть без кисню на протязі декількох хвилин. Аеробні мікроорганізмименш чутливі до нестачі кисню. І т ільки анаеробні мікроорганізми, наприклад, дрижи, існуютьпри відсутності кисню.

У вищих тварин кисень спочатку попадає в кров, де з гемоглобіном крові утворює легкодисоціюючу сполуку – оксигемоглобін. Далі оксигемоглобін проходить крізь капілярні судиниорганів тіла, дисоціює на гемоглобін і кисень, а останній через стінки судин попадає в тканини.Частина кисню затримується в тканях. Здорова людина в спокійному стані використовуєблизько 20 л кисню за годину і приблизно 1/5 частина його затримується в організмі. За добупотреба людини в кисні становить близько 500 л.

В тканях органів кисень приймає участь в процесах повільного окислення, внаслідок якихруйнуються непотрібні речовини в клітинах, виділяється тепло і інші форми життєвої енергії.

В природі відбувається постійна регенерація кисню за рахунок процесів асиміляції в рослинах,тобто відбувається кругообіг Оксигену в природі.

Озон.Поглинання озоном ультрафіолетового випромінювання Сонця має велике біологічне значення.

Якщо б ці «жорстокі» промені вільно досягали земної поверхні, вони б швидко знищили все живена планеті.

Озон вбиває мікроорганізми, тому хлорування води при її очищенні все частіше заміняютьозонуванням, тим більше, що така вода не має неприємного смаку хлору. Озон використовуєтьсятакож для очищення повітря і в препаративній хімії.

Сульфур та його сполуки

Сульфур – елемент з порядковим номером 16 , знаходиться в головній підгрупі 6 групи (ІІІперіод).

Елемент цей був відомий ще древнім єгиптянам. У теоретичних поданнях алхіміків Сульфурвідігравав значну роль, тому що вважався найбільш досконалим виразником одного з “основнихпочатків” природи - горючості.

По вмісту в земній корі (0,03 %) цей елемент відноситься до досить розповсюдженихелементів. Форми знаходження Сульфуру в природі різноманітні. Порівняно рідко зустрічаютьсяйого самородні родовища, основна ж маса Сульфуру пов'язана з металами в складі різнихмінералів, які можуть бути поділені на дві великі групи: сульфідів і сульфатів. Із сульфідівособливе значення для технології має пірит FeS2. Із сульфатів найпоширенішим є гіпсCaSO4·2H2O. Сполуки Сульфуру звичайно присутні у вулканічних газах і воді деяких мінеральнихджерел. Сульфур входить також до складу білкових речовин і тому міститься в організмахтварин і рослин.

Сірка – проста речовина, яку утворює елемент Сульфур.Сірка – тверда кристалічна речовина жовтого кольору без запаху і смаку. Має дуже низьку

Неметали 110

тепло- і електропровідність. Не розчиняється у воді, але добре розчиняється в органічнихрозчинниках, наприклад, сірковуглеці.

Сульфур утворює декілька алотропних модифікацій. Найбільш стійкою є природна сірка –ромбічна, температура плавлення її становить 112,8°С. При нагріванні вище 110°С і наступномуохолодженні ромбічна сірка переходить в моноклінну з температурою плавлення 119,3°С. Притемпературі вище 160°С утворюється гумоподібна чорно-коричнева пластична сірка, якій можнанадавати будь-яку форму і витягувати в нитки. Ця алотропна модифікація також нестійка.

В пароподібному стані Сульфур утворює молекули S8, S6 , S4 , S2 . При збільшенні температуризменшується кількість атомів Сульфуру в молекулі і при 2000С відбувається дисоціація молекулсірки на окремі атоми.

Таблиця. Характеристика елемента Сульфура.

Хім.знак

З о в н і ш н я електроннаоболонка

Ступеніокислення

Ф о р м у л а простоїречовини

Агрегатнийстан

S�� � � d

�� ps 3s23p4

-2 (H2S),0 (S)+4 (SO2)+6 (SO3)

S твердий

Хімічні властивості.В хімічному відношенні Сульфур є активним елементом.

1. Взаємодія з неметалами При нагріванні сірка безпосередньо реагує з воднем, киснем,галогенами, вуглецем і фосфором. Не взаємодіє сірка з азотом і йодом.

Н2 + S � Н2S2 S + С � СS23 S+ 2 Р � Р2S3S + О2 � SО22. Взаємодія з металами.При звичайній температурі сірка взаємодіє зі ртуттю, міддю і сріблом з утворенням сульфідів:Сu + S � СuSПри нагріванні сірка взаємодіє з усіма іншими металами, крім золота, платини, іридію.Ca + S � CaS (сульфід кальцію)S + 2Na � Na2S (сульфід натріюТаким чином, в реакція з металами сірка є окисником, а в реакціях з неметалами може

виявляти і окислювальні і відновні властивості.

1. 3. Взаємодії з складними речовинами (з водою, лугом, кислотами):2. 3H2O + 2S � 2H2S + H2SO3;3. 6NaOH + 3S � Na2S + 2Na2SO34. 2H2SO4 + S � 3SO2 + H2O

Сполуки Сульфуру.Сірководень H2S – З воднем сірка у звичайних умовах не з'єднується. Лише при нагріванні

протікає оборотна реакція:Н2 + S � H2S + 21 кДжрівновага якої близько 350 С зміщена вправо, а при підвищенні температури зміщується вліво.

Практично сірководень одержують звичайно дією розведених кислот на сульфід заліза:FeS + 2 HСl � FeCl2 + H2S↑Сірководень являє собою безбарвний і досить отрутний газ, уже 1 частина якого на 100 000

частин повітря виявляється по його характерному запахом (тухлих яєць).Один об'єм води розчиняє у звичайних умовах близько 3 об'ємів сірководню. При нагріванні

розчинність знижується. Підпалений на повітрі сірководень згоряє по одному з наступнихрівнянь:

2 H2S + 3 O2 � 2 H2O + 2 SO2 (при надлишку кисню)2 H2S + O2 � 2 H2O + 2 S (при недоліку кисню).В реакціях окислення-відновлення виявляє відновні властивості. При дисоціації в водних

розчинах утворює слабку сульфідну (сірководневу) кислоту:H2S⇔ H++HS-; - перший ступінь дисоціації. HS- ⇔ H++S-2; - другий ступінь дисоціації

практично не відбуваєтьсяСульфіди – солі сірководневої кислоти. Сульфіди лужних металів та амонію – розчинні у воді

(Na2S, K2S, (NH4)2S); сульфіди інших металів – нерозчинні.Оксиди Сульфуру: SO2 i SO3Помітна взаємодія сірки з киснем наступає лише при підвищених температурах. Будучи

підпалена на повітрі вона згоряє синім полум'ям з утворенням оксиду Сульфуру (IV) по реакції:S + O2 � SO2 + 297 кДжОксид Сульфуру (IV) SO2 (сірчистий газ) являє собою безбарвний газ із характерним різким

запахом. Розчинність його досить велика й становить при звичайних умовах близько 40 об'ємівна 1 об'єм води. Використовується для одержання сульфатної кислоти і як дезінфікуючий засібдля обробки підвалів, овочесховищ та ін..

Неметали 111

Сірчистий газ хімічно досить активний. Ступінь окислення Сульфуру в SO2 проміжна (+4), томувін виявляє і окисні і відновні властивості:

- відновні: 2SO2 + O2 � 2SO3;- окисні: SО2 + 2 Н2S � 3 S + 2 Н2ОНасамперед цікава взаємодія SO2 c водою, що веде до утворення сульфітної (сірчистої)

кислоти H2SO3. Тому SO2 називають ангідридом сульфітної кислоти. Остання будучи кислотоюсередньої сили, разом з тим нестійка, тому в її водяному розчині мають місце процеси:

H2O + SO2 ⇔ H2SO3 ⇔ H+ + HSO3− ⇔ 2 H+ + SO32−

При каталітичному окисленні оксид Сульфуру (IV) переходе в оксид Сульфуру (VI);2SO2 + O2 � 2SO3Оксид Сульфуру (VI) SO3 – рідина з температурою кипіння = + 44,5С. Дуже сильний окисник,

при розчиненні в воді утворює сильну сульфатну кислоту:SO3 + H2O � H2SO4. SO3називаютьангідридом сульфатної кислоти.

Сульфатна, або сірчана кислота H2SO4– найбільш важлива сполука Сульфуру.Безводна сульфатна кислота – безбарвна масляниста рідина, може розчиняти до 70% SО3 з

утворенням олеуму.Сульфатну кислоту одержують в промисловості в основному контактним способом:

1. 1 етап. Випалювання піриту2. 4 FеS2 + 11О2 �2Fе2О3 + 8SО23. 2 етап. Очищення, осушення, підігрів сірчистого газу SО2 в суміші з повітрям.4. 3 етап. Окислення сірчистого газу в контактному апараті на каталізаторі ( платина, або

ванадій (V) оксид)5. 2 SО2 + О2 � 2 SО36. 4 етап. Розчинення SО3 в концентрованій сульфатній кислоті (98%) до одержання олеуму –

важка масляниста рідина:

n SО3 + Н2SО4 �Н2SО4 · n SО35 етап. Розведення олеуму до товарної концентрації сульфатної кислоти (98%).

Хімічні властивості сульфатної кислоти H2SO4Сульфатна кислота – сильний електроліт, легко реагує з:

- основами 2NaOH +H2SO4� Na2SO4 + 2H2O;- основними та амфотерними оксидами CaO + H2SO4 � CaSO4 + H2O;ZnO + H2SO4 � ZnSO4 + H2O;- солями , якщо внаслідок реакції утворюється слабкий електролітBaCl2 + H2SO4 � BaSO4↓ + 2HCl;Розведена сульфатна кислота реагує з металами, що стоять в ряду напруг до Гідрогену, з

виділенням водню та утворенням солі (сульфати) : Zn + H2SO4 � ZnSO4 + H2Концентрована сульфатна кислота пасивує деякі метали на холоді (Fe, Cr, Al), але при

нагріванні реагує з ними з утворенням сульфату відповідного металу , SO2 (або H2S, S) та води:2Fe + 6H2SO4(к) � Fe2(SO4)3 + 3 SO2 + 6H2OКонцентрована сульфатна кислота реагує також з металами, що стоять в ряду напруг після

Гідрогену з утворенням солі, води та SO2 : Cu + 2H2SO4(к) � CuSO4 + SO2 + 2H2OЯк сильний окисник, сульфатна кислота здатна окислювати і неметали:С + 2Н2SО4 (конц.) � СО2 + 2SО2 + 2Н2ОЯкісна реакція на іон SO42- є реакція з іоном барію Ba2+ : SO42- + Ba2+ � BaSO4 ↓ (осад

білого кольору.)Застосування сульфатної кислоти.За різноманітністю застосування сульфатна кислота займає перше місце серед кислот.

Найбільша її кількість витрачається для одержання фосфатних та азотних добрив. Оскількисульфатна кислота не литка, її використовують для одержання інших кислот – хлоридної,фторидної, фосфатної, ацетатної та ін.. Багато сульфатної кислоти йде на очищеннянафтопродуктів. Вона застосовується у виробництві вибухових речовин, штучного волокна,барвників, пластмас і багатьох інших речовин. Можна сказати, що сульфатна кислотавикористовується майже в усіх галузях виробництва. Щорічне виробництво сульфатної кислотиу світі перевищує 100млн т

Нітроген та його сполуки

Нітроген – елемент з порядковим номер 7, знаходиться в головній підгрупі 5 групи (ІІ період).Загальний зміст Нітрогену в земній корі оцінюється в 0,03%. Найбільша його частина (близько

4·1015 т) зосереджена в атмосфері, основну масу якої (75,6 % по масі) і становить вільний азот(N2). Складні органічні похідні азоту входять до складу всіх живих організмів. У результатівідмирання цих організмів і тління їхніх останків утворяться більше прості азотні сполуки, які присприятливих умовах (головним чином при відсутності вологи) можуть накопичуватися. Саметакого походження природні родовища NaNO3 у Чилі, що мають промислове значення як одне ізджерел одержання зв'язаного Нітрогену.

Природний Нітроген складається із суміші двох ізотопів — 14N (99,63%) і 15N (0,37%).У лабораторних умовах азот може бути отриманий по реакції:NH4NO2 = 2 H2O + N2 + 334 кДж,яка легко протікає при нагріванні концентрованого розчину нітриту амонію.При звичайних умовах азот являє собою безбарвний газ, що не має запаху. Безбарвний він в

рідкому, і у твердому стані. Температура плавлення азоту лежить при -210 0С, температуракипіння при -196 0С. Розчинність його у воді мала. Молекула азоту двохатомна й помітно нерозпадається на атоми навіть при дуже високих температурах.

Хім..знак З о в н і ш н я електроннаоболонка

Ступеніокислення

Ф о р м у л а простоїречовини,

Агрегатнийстан

N� � �

�� ps 2s22p3

- 3 , +1,0+2,+3,+4, +5 N2 газ

Хімічні властивості Нітрогену

Неметали 112

Молекула азоту N2 з’єднана за допомогою дуже міцного, потрійного ковалентного зв’язку міжатомами Нітрогену N≡N, що приводить до утворення малоактивної молекули. При звичайнихумовах азот легко реагує лише з лужними металами. З іншими речовинами азот, якщо і вступає вреакцію , то при значному нагріванні, в присутності каталізатора та ін.

1. 6Na + N2 � 2Na3N (нітрид натрію)2. 3H2+ N2 �2NH3 (аміак) ; (при температурі 400-500 0С, в присутності каталізатора, під

тиском)3. 2O2 + N2� 2NO2 (при температурі 30000С)4. Аміак NH3-безбарвний газ з різким, задушливим запахом. Добре розчиняється у воді – в 1

об’ємі води за кімнатної температури розчиняється 700 об’ємів аміаку.

Процес одержання аміаку 3H2+ N2 =2NH3 складний технологічний процес, пов'язаний зоборотністю процесу. Враховуючі, що реакція одержання аміаку – екзотермічна, відбувається іззменшенням об’ємів газів, то по принципу Ле -Шательє необхідно дотримуватися певних умов:

Температура =400-500C;Тиск = 200 атм;Каталізатори: губчасте залізо, платина, з добавками оксидів К та Al.Наявність неподіленої пари електронів на атомі Нітрогену в молекулі аміаку сприяє утворенню

ковалентного зв’язку по донорно-акцепторному механізму донором електронів є Нітроген, аакцептором – вільна орбіталь , наприклад: Н+:

NH3 + H+ � NH4+ - іон амоніюЛабораторний спосіб одержання амоніаку полягає у взаємодії амоній хлориду з кальцій

гідроксидом при нагріванні:2NH4Cl + Са(ОН)2 = СаCl2 + 2NH3 + H2O

Хімічні властивості аміаку: NH3 + H2O � NH4OH гідроксид амоніюАмонійні солі за розчинністю і іншими властивостями дуже схожі із солями лужних металів.

вони відрізняються від останніх тим, що леткі при нагріванні і тим, що сильні основи витісняютьз них аміак

NH3 + HCl � NH4Cl хлорид амоніюNН3 + НNО3 = NН4NО3 нітрат амонію.4NH3 + 5O2� 4NO + 6H2O (t, каталізатор)NH4NO3� N2O +2H2O (реакція відбувається при нагріванні)NH4NO2� N2 + 2H2O (реакція відбувається при нагріванні)Якісна реакція на іон NH4+ реакція з іоном ОН- : NH4+ + ОН- = ↑NH3 +H2O

Сполуки Нітрогену з Оксигеном.Оксиди : N2O (оксид Нітрогену І)- сміховий газ; несолетворний;

NO(оксид Нітрогену ІІ)- газ без запаху, безбарвний, несолетворнийN2O3(оксид Нітрогену ІІІ)- газ, нестійкий, утворює к-ту нітритну HNO2NO2 (оксид Нітрогену ІV)- бурий газ з різким запахом, утворює дві кислоти HNO2 та HNO3N2O5 (оксид Нітрогену V)- кристалічна речовина, безбарвна, утворює кислоту HNO3HNO3- нітратна (азотна) кислота.Безбарвна рідина, добре розчиняється у воді, при тривалому зберіганні розкладається :4HNO3� 4NO2 + H2O + O2 завдяки наявності NO2 розчин кислоти набуває світло-жовтого

кольору.HNO3- сильна кислота і сильний окисник. Окислює не тільки метали, що стоять в ряду напруг

до Гідрогену, але й ті, що стоять після. Концентровану нітратну кислоту разом з хоридноюкислотою у співвідношенні 1:3 – називають “царська горілка” – така суміш розчиняє навітьзолото!

Як будь-яка сильна кислота, нітратна кислота легко реагує з основами, основними таамфотерними оксидами, солями.

Реакції HNO3 з металами:В реакціях металів з нітратною кислотою не виділяється водень, а утворюються солі –

нітрати , вода , та продукт відновлення Нітрогену (NO2,N2,NO та ін.).

Концентрована HNO3 на холоді пасивує деякі метали Fe, Al, Cr.В загальному вигляді реакції між металами та азотною кислотою можна записати схемою: 2.Особливо енергійно нітратна кислота реагує з металами, при цьому вона може послідовно

Неметали 113

відновлюватися до наступних ступіней окислення:НN+5О3 N+4О2 НN+3О2 N+2О N2+1О N20N-3Н3Взаємодію металів з нітратною кислотою можна зобразити схемою:HNO3 + Me � Me(NO3)n + Х + H2O, де Х – один із продуктів відновлення Нітрогену,

представлений в таблиці.Таблиця. Продукти відновлення нітратної кислоти в реакціях з металами залежно від

активності металу та концентрації кислоти.НNО3Концентрована Розведена

Н а холодіпасивує

Fе, Сr, АІАu,Рt,Іr,Та

Змалоактивнимиметалами

( C u , A g , Pb,Sb, Sn)

з лужними талужноземельнимиметалами

Малоакт ивні метали(Cu, Ag, Pb, Sb, Sn)

Активніметали

Na, Mg, Zn,Al, Fe, Ni, Cr.

Не реагує NО2 N2О (N2) NО NН3 , NН4NО3Солі нітратної (азотної ) кислоти – нітрати- всі добре розчинні у воді. При нагріванні нітратирозкладаються. В залежності від активності металу, що входить до складу солі , розкладаннявідбувається по різному:

1. Активні метали 2KNO3� 2KNO2 +O22. Метали середньої активності 2Pb(NO3)2� 4NO2 + 2PbO + O23. Неактивні метали Hg(NO3)2� 2NO2 + Hg+ O2

Благородні метали розчиняються лише в концентрованій суміші 3 об’ємів хлоридної і 1 об’ємунітратної кислот (“царська горілка”). При взаємодії золота з такою сумішшю послідовновідбуваються процеси:

Аu + 3 НСІ + НNО3� АuСІ3 + NО + 2 Н2ОАuСІ3 + НСІ � Н[АuСІ4] - золотохлористоводнева кислота

Місце Нітрогену та його сполук в природі.

З розвитком органічної хімії солі азотної кислоти стали служити матеріалом для того, щоброслини виробляли білкові речовини. Рослини частково є їжею для травоїдних тварин, а останніє для хижаків. Останки тварин і рослин вертають ґрунту зв’язаний Нітроген, що взяли з нього.Під впливом особливих бактерій ці останки піддаються гниттю і в кінці кінців їх Нітрогенпереходить в аміак і солі амонію.

Частково продукти гниття знову засвоюються рослинами, частково в ґрунті піддаютьсяподальшому перетворенню в солі нітратної кислоти. Цей перехід відбувається під впливом двохвидів мікроорганізмів – нітрозобактерій і нітробактерій. Перші викликають окислення аміакутільки до нітритної кислоти, другі – до нітратної. Нітратна кислота, що утворюється при цьому,переводить карбонати в нітрати, які потім знов засвоюються рослинами і т.д.

Але в цьому основному циклі є досить серйозні джерела втрат зв’язаного Нітрогену. Деякачастина його завжди виділяється у вільному стані як при гнитті, так і при перетворенні аміакупід дією бактерій. Друге джерело втрат Нітрогену пов’язано з життєдіяльністю“денітрифікуючих” бактерій, діяльність яких призводить до безпосереднього перетвореннянітратів у вільний азот, який виходить з коло оберту.

Поряд із джерелами втрат, в природі існують й джерела поповнення Нітрогену. В цьомунапрямку і в наш час продовжують діяти атмосферні електричні розряди. Приблизнопідраховано, що щорічно таким шляхом в ґрунт вноситься до 15 кг зв’язаного Нітрогену на 1 га.

Іншим джерелом поповнення Нітрогену є життєдіяльність “азотобактерій”, які здатні вприсутності органічних речовин переводити вільний азот в аміак. За сприятливих умовазотобактерії здатні накопичити за рік до 50 кг зв’язаного Нітрогену на 1 га.

Фосфор та його сполуки

Фосфор – елемент з порядковим номером 15 , знаходиться в головній підгрупі 5 групи (ІІІперіод).

Елемент цей був відкритий у 1669 р. Фосфор являє собою “чистий“ елемент — складаєтьсятільки з атомів Р31.

По вмісту в земній корі (0,08 %) цей елемент відноситься до досить розповсюдженихелементів. Форми знаходження Фосфору в природі різноманітні. В основному це фосфоритиСа3(РО4)2та апатити Са3(РО4)2⋅CaF2вони є вихідними продуктами для одержання фосфорнихмінеральних добрив. Фосфор входить також до складу кості та зубів в організмах тварин ілюдини.

Фосфор – проста речовина, яку утворює елемент Фосфор.Елементарний Фосфор відомий у вигляді декількох алотропних модифікацій: білий, червоний,

чорний.Білий фосфор (густина 1,82 г/см3) прозорий, температура плавлення 44,1°С, не розчинний у

воді, але добре розчиняється в сірковуглеці, аміаку і ефірі, дуже токсичний. На повітрі він дужешвидко окислюється і світиться в темноті. Загоряється при температурі 40 – 45°С. При

Неметали 114

зберіганні білий фосфор поступово переходить в червоний.Червоний фосфор (густина 2,2 г/см3) повільно окислюється на повітрі, в темноті не світиться,

не токсичний. Загоряється лише при температурі більше 400°С, має температуру плавлення500°С.

Чорний фосфор (густина 2,69 г/см3) за зовнішнім виглядом і будовою схожий на графіт, нерозчиняється в сірковуглеці і органічних розчинниках, не токсичний, добре проводитьелектричний струм.

Існування декількох алотропних модифікацій фосфору пов’язано із зміною складу йогомолекул: в розчині в пароподібному стані до 800°С молекула фосфору має склад Р4, вище 800°Сдисоціює на Р2, вище 2000°С на атоми Р. Таким чином, різні алотропні модифікації фосфоруіснують лише в твердому стані.

Таблиця. Характеристика елемента Фосфору.

Хім.знак

З о в н і ш н я електроннаоболонка

Ступеніокислення

Ф о р м у л а простоїречовини

Агрегатнийстан

Р� � � d

�� ps 3s23p3

-3 (РH3),0 (Р)+3 (Р2O3)+5 (Р2O5)

Р4 твердий

Одержання.Фосфор одержують з фосфоритів при термічному нагріванні з піском і вугіллям.

Са3(РО4)2 + 3 SiO2 + 5 C = 3 СаSiO3 + 5 CO + 2 P.Пари фосфору відводять, зрошують водою і збирають під водою, де і накопчується

розплавлений фосфор. Утворений фосфор – білий фосфор у воді не розчиняється і з водою нереагує.

Хімічні властивості.Алотропні модифікації фосфору значно різняться за хімічною активністю. Так, білий фосфор –речовина що легко займається (його зберігають під водою), в той час як решта алотропнихформ досить інертні по відношенню до кисню.

Фосфор хімічно більш активний, ніж Нітроген. Він вступає в багато реакцій, виявляючи прицьому властивості як окислювача, так і відновлювача..

1. 1. Взаємодія з неметалами. При повільному окисленні киснем повітря спочаткуутворюється оксид фосфору (ІІІ), а при нагріванні – оксид фосфору (V):

2. 4 Р + 3 О2 = 2 Р2О33. 4 Р + 5 О2 = 2 Р2О54. 3 S+ 2 Р � Р2S35. 2Р + 3 СІ2 = 2 РСІ3

2. Взаємодія з металами. При нагріванні фосфор реагує з металами. При цьому утворюютьсяфосфіди

3 Мg + 2 Р = Мg3Р2 (фосфід магнію)Фосфіди металів І – ІІІ груп нагадують нітриди, вони розкладаються водою і кислотами:Мg3Р2 + 6 Н2О = 3 Мg(ОН) 2 + 2 РН3Фосфін – (РН3)– безбарвний газ з характерним запахом («гнилої риби»), дуже токсичний.

Безпосередньо фосфор не реагує з воднем і тому фосфін можна одержати тільки дією води чикислот на фосфіди металів. Фосфін, як і аміак, здатний утворювати солі фосфонію з кислотами:

РН3 + НСІ = РН4СІ - хлорид фосфонію

В сполуках з металами і Гідрогеном Фосфор є окисником і має ступінь окиснення -3, а всполуках з Оксигеном виявляє відновні властивості, і має ступені окиснення (+3, +5).

Сполуки Фосфору.Оксиди Фосфору Р2О3 , Р2О5 – безбарвна , схожа на сніг речовина, без запаху, дуже

гігроскопічнаПри розчиненні у воді оксиди Фосфору утворюють кислоти:Р2О3 + 3Н2О � 2Н3РО3 фосфориста кислота;Р2О5 + 3Н2О � 2Н3РО4 ортофосфорна кислота

Неметали 115

Н3РО3 – фосфітна (фосфориста) кислота – слабка двоосновна кислота. Кристалічнасполука, в якій Фосфор виявляє ступінь окиснення +3 і здатний виявляти як окисні так і відновнівластивості. Структурна формула її має вигляд

O||H – Р – OH|OH

Н3РО4 - ортофосфатна (фосфорна) кислота – це триосновна кислота середньої сили, прозоракристалічна речовина, гігроскопічна. Тому “розпливається” на повітрі. Концентрованаортофосфатна кислота (83 –98%) сиропоподібна рідина, змішується із водою в будь-якихспіввідношеннях. Її структурна формула:O

||HО – Р – OH|OH

При розчиненні у воді фосфорного ангідриду Р2О5 спочатку утворюється мета фосфатнакислота, яка поступово ( при нагріванні це відбувається швидше) переходить в ортофосфатнукислоту:

Р2О5 + 2 Н2О = 2 НРО3 (метафосфатна кислота)НРО3 + Н2О = Н3РО4В промисловості ортофосфатну кислоту одержують з фосфоритів:Са3(РО4) 2 + 3 Н2SО4 = 3 СаSО4 + 2 Н3РО4Н3РО4 – ортофосфорна кислота у водних розчинах дисоціює з утворенням катіонів Гідрогену

та кислотних залишків:Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО4- (дигідрофосфат – іон);Н2РО4- ↔ Н+ + НРО42- (гідрофосфат– іон);НРО42- ↔ Н+ + РО43- (фосфат– іон)Як будь-яка кислота, ортофосфорна кислота легко реагує з основами, основними та

амфотерними оксидами, солями, металами, що стоять в ряду напруг до Гдрогену.3NaOH +H3РO4� Na3РO4 + 3H2O;3Na2O +2H3РO4� 2Na3РO4 + 3H2OСолі , що утворює ортофосфорна кислота мають назви, що відповідають назвам кислотних

залишків :Na3РО4 – фосфат натрію; Na2НРО4 – гідрофосфат натрію; NaН2РО4 – дигідрофосфат натрію.Якісна реакція на фосфатну кислоту і її солі – фосфати – реакція з нітратом Аргентума

AgNO3. Утворюється яскраво жовтий осад Ag3PO4:3AgNO3 + Na3РО4� �Ag3PO4+ 3NaNO3.Фосфорні добрива.

Рослини не можуть нормально функціонувати і розвиватись при нестачі фосфору в ґрунті. Зфосфорних добрив найбільше значення мають наступні:

1. Са3(РО4) 2 - фосфоритна мука, містить 16 – 35% Р2О5, є дешевим добривом, але малорозчинним у воді. Тому використовується на кислих ґрунтах. В яких фосфат переходить врозчинний дигідрогенфосфат.

2. Са5(РО4) 3 F ,СІ – апатитовий концентрат, може містити до 40% Р2О5.3. Са(Н2РО4) 2 · 2 СаSО4 - простий суперфосфат. Містить від 14% до 20% Р2О5.

Неметали 116

4. Простий суперфосфат одержують за схемою: Са3(РО4) 2 + 2 Н2SО4 = Са(Н2РО4) 2 + 2СаSО4

5. Са(Н2РО4) 2 – подвійний суперфосфат, не містить сульфату кальцію, вміст Р2О5становить від 40% до 50%. Одержують за схемою: Са3(РО4) 2 + 4 Н3РО4 = 3 Са(Н2РО4) 2

СаНРО4 · 2 Н2О - преципітат, містить 30 – 35% Р2О5. Добре засвоюється рослинами на кислихгрунтах. Одержують при нейтралізації ортофосфатної кислоти гашеним вапном:

Н3РО4 + Са(ОН) 2 = СаНРО4 · 2 Н2ОБіологічне значення Фосфору.Білий фосфор і сполуки тривалентного фосфору оказують токсичну дію на живі організми.

Навпаки, ортофосфатна кислота і її органічні похідні необхідні для життєдіяльності живихорганізмів, тому що вона входить до складу рослинних і тваринних клітин. При нестачі фосфорув рослин спостерігається пригнічений ріст, короткі, тонкі пагони, листя - дрібні, передчасноопадають. Забарвлення листя темно-зелене, з синім відтінком , тьмяні.

В тваринних організмах і в організмі людини Фосфор у вигляді фосфатів входить до складукісток. Кров містить буферну систему, яка складається з NаН2РО4 і Nа2НРО4. Фосфор входитьтакож до складу жирів, казеїну молока, яєчного жовтка, нуклеїнових кислот

Карбон та його сполуки

Карбон – елемент з порядковим номером 6 , знаходиться в головній підгрупі 4 групи (ІІ період).В природі Карбон знаходиться у вигляді двох стабільних ізотопів 12С (98,89%) і 13С (1,11%).

Вміст Карбону в літосфері складає 0,35% за масою, в атмосфері – 0,03% (СО2). Карбон неналежить до самих розповсюджених елементів, але, не дивлячись на це, значення Карбонувиключно велике, тому що його сполуки є основою всіх живих організмів – рослинних і тваринних.

Таблиця. Характеристика елемента Карбону.

Хім..знак

Б уд о в а електронної оболонки атомуКарбону в нормальному і збудженомустані

Ступеніокислення

Формулапростоїречовини,

Агрегатнийстан

Не збуджений стан Збуджений стан

С

2 �� � �1 ��

s p

2 � � � �1 ��s p

- 4 , 0+2,+4 С твердий

Форми знаходження Карбону в природі різноманітні. Крім тканин живих організмів і продуктівїхнього руйнування (кам'яне вугілля, нафта й т.і.), він входить до складу багатьох мінералів, щомають загальну формулу МСО3, де М – двовалентний метал. Найпоширенішим з таких мінералів єкальцит (CaCO3), що утворює іноді величезні родовища. В атмосфері Карбон находиться увигляді вуглекислого газу, що у розчиненому стані перебуває також у всіх природних водах.

У формі деревного вугілля Карбон був відомий людству з незапам'ятних часів. Сучасна назвувін одержав в 1787 р.

Вільний Карбон зустрічається в природі у вигляді двох простих речовин — алотропнихмодифікацій – алмаза й графіту. Алмаз має густину 3,5 г/см3 і є самим твердим із всіх мінералів.Найбільш чисті алмази безбарвні й прозорі. Графіт являє собою сіру масу, що має металевийблиск і жирну на дотик поверхню із густиною 2,2 г/см3.

Утворення природних алмазів відбувалося шляхом кристалізації Карбону в глибинних шарахЗемлі (200-300 км від поверхні) при температурах порядку 3000 0С и тисках порядку 200 тис.атм. Промислові розробки містять у середньому тільки 0,5 г алмаза на тонну породи. Багатіродовища були відкриті в Якутії (1955 г).Схема розташування атомів С у алмазі Схема розташування атомів С у графіті

Ст рукт уру алмаза можнапредставити у виглядітетраедрів з атомомКарбону в центрі, якіповторюються внескінченності в трьохвимірах. Алмаз має атомнукристалічну решітку.

Крист алічна структура графітумає слоїсту структуру. Кожнийшар утворений правильнимишестикутниками, у вершинахяких розташовані атоми Карбонуз відстанню 0,142 нм. Відстаньміж шарами становить 0,34 нм.Взаємодія між атомами сусідніхшарів значно слабша, чим ів и к л и к а є т ь с я слоїстість ім’якість графіту.

Спроби штучного одержання алмазів увінчалися успіхом лише в 1953 р. Перекристалізаціяграфіту в алмаз може бути здійснений тільки при дуже високих тисках, при високихтемпературах і при наявності каталізаторів.

Хімічні властивостіЗа звичайних умов Карбон досить інертний. При високих температурах він безпосередньоз’єднується з багатьма металами і неметалами

Реакція з металами (утворюються карбіди). Карбон в карбідах виявляє негативний ступіньокиснення:

Са+ С � CaC2 – карбід кальцію (t=2000 C)4АІ + 3С = АІ4С3 – карбід алюмініюРеакції з неметалами:Взаємодія з воднем при нагріванні, в присутності каталізатора : 2H2 + C� CH4.Взаємодія з киснем:при недостачі кисню утворюється оксид Карбону (ІІ) – чадний газ: 2 С + О2 = 2 СО;в надлишку кисню утворюється оксид Карбону (ІV) – вуглекислий газ: С + О2 = СО2Взаємодія з сіркою при нагріванні С + 2S� СS2;Реакції з складними речовинами:Відновлення металів та неметалів: (при нагріванні)С+ CuO � Cu + COZnО + С = Zn + СОSіО2 + 2 С = Sі + 2 СОВзаємодія з водою – утворення «водяного газу».C+ H2O � CO + H2«Водяний газ» одержують при пропусканні перегрітої водяної пари над розжареним вугіллям

у вигляді коксу або антрациту. Водяний газ використовується для синтезу вуглеводнів і в томувипадку, коли потрібно створити дуже гаряче полум’я.

СО2 – оксид карбону (ІV) – вуглекислий газ.

Неметали 117

Одержання СО2 .В промисловості СО2 одержують випалюванням вапняку:СаСО3�СаО + СО2 ;В лабораторії вуглекислий газ одержують дією хлоридної кислоти на мармур:СаСО3 + 2 НСІ = СаСІ2 + СО2 ↑+ Н2ОЗа звичайних умов вуглекислий газ уявляє собою газ без запаху і кольору, майже в 1,5 рази

важчий за повітря. Мало поглинається водою – при 0°С в 1 об’ємі води розчиняється 1,7 об’ємівСО2, при 20°С – лише 0,38 об’єму.

Вуглекислий газ не підтримує дихання і горіння. При концентрації його в повітрі до 3% улюдини спостерігається прискорене дихання, при 10% - настає витрата свідомості і швидкасмерть. При підвищені тиску до 60 атм. вуглекислий газ перетворюється на рідину, якузберігають в стальних балонах. При швидкому випаровуванні рідкий вуглекислий газ утворюєснігоподібну масу твердого СО2. Тверда пресована вуглекислота називається “сухим льодом”.

Молекула СО2 побудована лінійна: О = С = О і, хоча зв’язки С = О ковалентні полярні, молекулав цілому неполярна.

Вуглекислий газ є типовим кислотним оксидом – при розчиненні у воді він утворює слабкукарбонатну кислоту (вугільну), взаємодіє з лугами та основними оксидами:

СО2 + Н2О ↔ Н2СО32КОН + СО2 = К2СО3 + Н2ОСа(ОН) 2 + СО2 = СаСО3+ Н2О

Карбонатна кислота Н2СО3 – слабка, дисоціює ступінчасто:Н2СО3 ↔Н+ + НСО3 ¯НСО3 ¯↔Н+ + СО32-

Карбонатна кислота утворює два типи солей: середні – карбонати і кислі – гідрогенкарбонати.

Карбонати – середні солі карбонатної кислоти – можна одержати при взаємодіївуглекислого газу з оксидами і гідроксидами металів:

К2О + СО2 = К2СО32 КОН + СО2 = К2СО3 + Н2ОВсі карбонати, за виключенням карбонатів лужних металів, амонію, практично не розчинні у

воді.Карбонати двовалентних металів при нагріванні розкладаються з виділенням вуглекислого

газу:ВаСО3 = ВаО + СО2Якісна реакція на карбонат – іон (СО32-) – реакція з сильними кислотами. Утворюється

вуглекислий газ.Гідрогенкарбонати (гідрокарбонати) – кислі солі карбонатної кислоти – утворюються в

умовах надлишку карбонатної кислоти або вуглекислого газу, вони практично всі добре розчинніу воді.:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2Відомі гідрогенкарбонати лужних, лужноземельних і деяких інших металів. Всі вони добре

розчиняються у воді. При нагріванні вони переходять в карбонати:2NаНСО3 = Nа2СО3 + СО2 + Н2О(гідрогенкарбонат натрію NаНСО3– питна або чайна сода)Розчинні солі Ca, і Mg (гідрокарбонати: Са(НСО3)2 Mg(НСО3)2) що знаходяться в природній воді

забезпечують їй твердість

Типитвердостіводи

Тимчасова, або карбонатна Постійна, або некарбонатна

Причинитвердості

Наявніст ь у воді кальцій гідрогенкарбонату, і магній гідроген карбонату

Наявність у воді інших солей кальцію імагнію. В основному сульфатів.

Усуненнятвердості Видаляється при кип’ятінні. Н е видаляється при кип’ятінні.

Видаляється хімічними реагентами.

СО – оксид карбону (ІІ) – чадний газ.Одержання СО.При пропусканні вуглекислого газу над розжареним вугіллям утворюється оксид карбону (ІІ) –

чадний газ:СО2 + С = 2СОСтупінь окислення Карбону в оксиді СО дорівнює +2. СО утворюється при згорянні вугілля при

недостатньому притоці повітрі. Це отруйний газ без запаху і кольору, не підтримує горіння, алесам горить. Погано розчиняється у воді. Токсичність його пояснюється тим, що він з’єднується згемоглобіном крові, внаслідок чого останній втрачає здатність приєднувати кисень.

Оксид карбону (ІІ) відноситься до несолетворних оксидів, тобто не утворює солей з лугами ікислотами.

Оксиди багатьох металів відновлюються оксидом карбону (ІІ). В цьому випадку С виступає якокисник:

FеО + СО = Fе + СО2Взаємодіє з киснем з утворенням вуглекислого газу: 2CO + O2� 2CO2.Застосування.Алмаз застосовується в техніці для обробки металів, різання скла. Вугілля, нафта є різними

видами палива і ають величезне значення в житті людини. Кокс використовують як відновник іджерело енергії при одержанні заліза. Кам’яне вугілля, нафта є цінною сировиною для хімічноїпромисловості.

Силіцій та його сполуки

Силіцій – елемент з порядковим номером 14 , знаходиться в головній підгрупі 4 групи (ІІІперіод).

Найближчий аналог Карбону – Силіцій є третім після Оксигену та Гідрогену порозповсюдженості елементом. Його вміст в земній корі становить 16,7%. Якщо Карбон можнарозглядати як основний елемент для всього органічного життя, то Силіцій відіграє подібну рольпо відношенню до неорганічної природи. Основна частина земної кори складається із силікатнихпорід, що зазвичай представляють різні сполуки Силіцію з Оксигеном та іншими елементами.Найбільш поширеним є диоксид Силіцію (SiO2) який перебуває в природі у вигляді звичайногопіску.

Кремній – проста речовина, яку утворює елемент Силіцій, вперше був одержаний в 1811 р. Гей-

Неметали 118

Люссаком і Тенором, хоча природні сполуки Силіцію відомі дуже давно.У вільному стані Силіцій в природі не зустрічається. Основними природними сполуками силіцію

єSіО2 – пісок, гірський кришталь (кристалічний кварц)АІ2О3 · 2 SіО2 · 2 Н2О - каолин (глинисті мінерали)К2О · АІ2О3 · 6 SіО2 - ортоклазNа2О · АІ2О3 · 6 SіО2 - альбіт3 МgО · 4 SіО2 · Н2О - талькФізичні властивості кремнію.Кремній – тверда речовина з характерним блиском.. Існує у вигляді двох алотропних

модифікацій – кристалічний кремній і аморфний кремній.Чистий кристалічний кремній утворює темно – сірі кристали, блискучі, непрозорі у вигляді

октаедрів. Кристалічний кремній має електропровідність, яка за кімнатної температури в 1000разів менша, ніж електропровідність ртуті. З підвищенням температури електропровідністькристалічного кремнію зростає. Кристалічний кремній має досить високу твердість (він шкрябаєскло), але досить крихкий і його легко перетворити на порошок.

Аморфний кремній уявляє собою порошок бурого кольору. Він хімічно більш активний.Дослідження показують, що і кристалічний і аморфний кремній мають однакову структуру –структуру алмазу.

Таблиця. Характеристика елемента Силіцію.Хім.знак

З о в н і ш н я електроннаоболонка

Ступеніокислення

Ф о р м у л а простоїречовини

Агрегатнийстан

Si� � d

�� ps 3s23p2

-4 (SіН4),0 (Si)+4 (SiO2)

Si твердий

Атом Силіцію може віддавати або приєднувати 4 електрони і виявляти в сполуках ступеніокислення –4 і +4. Але найбільш характерним ступенем окислення для Силіцію є +4.

За кімнатною температурою кремній досить інертний, але при нагріванні досить легковзаємодіє з багатьма елементами і речовинами

Одержання.Для держання значної кількості кремнію використовують реакцію, що відбувається велектричних печах за рівнянням:

SiO2 + 2 C = 2 CO + Si

Хімічні властивості.1. Взаємодія з неметалами.Сполуки з Гідрогеном.Кремній безпосередньо з воднем не реагує, але його водневі сполуки відомі. Сполуки Силіцію з

гідрогеном називають силанами. Силани можна одержати при взаємодії силіцидів (сполукСиліцію з металами) з кислотами. Наприклад:

Мg2Sі + 4 НСІ = 2 МgСІ2 + SіН4 ↑силанСилан – безбарвний газ, самозапалюється на повітрі:SіН4 + 2 О2 = SіО2 + 2 Н2ОЛуги розкладають силан:SіН4 + 2 NаОН + Н2О = Nа2SО3 + 4 Н22. Взаємодія з металами.Сполуки з металами – силіцидиСиліцидами називають бінарні сполуки Силіцію з металами.Силіциди можна одержати при безпосередній взаємодії металів з кремнієм:

2. Мg + Sі = Мg2Sі

а також при взаємодії металів з оксидом силіцію (ІV):4 Мg + SіО2 = 2 МgО + Мg2Sі

Неметали 119

3. Відношення до води, кислот і лугів.Кремній не розчиняється у воді і кислотах, крім плавікової кислоти та суміші нітратної і

плавікової кислот, але легко розчиняється в лугах:Sі + 6 НF = Н2[SіF6] + 2 Н2Sі + 4 НNО3 + 18 НF = 3 Н2 [SіF6] + 4 NО + 8 Н2ОSі + 2 NаОН + Н2О = Nа2SіО3 + 2 Н2Оксид Силіцію (ІV) SіО2 (кремнезем).Диоксид Силіцію зустрічається в природі в трьох різних кристалічних формах – у вигляді

кварцу, тридиміту і кристобаліту.Кварц SіО2– кристалічна форма оксиду Силіцію (ІV). Часто він зустрічається у виглядів добре

утворених кристалів, іноді значної величини. Кварц відноситься до досить розповсюдженихмінералів (Гірський кришталь, Аметист та ін..)

Тридиміт також є модифікацією кристалічного SіО2, зустрічається і в гірських породах, і вметеоритах.

Кристобаліт іноді зустрічається в природі у вигляді мілких кристалів, що включені в лаву.Ці три різних модифікації кварцу стійки за різних температур.Диоксид Силіцію існує також аморфному виді – у вигляді білого порошку. В природі він

зустрічається у вигляді інфузорної землі, що складається із залишків кремнієвих панцирівінфузорій.

З хімічної точки зору диоксид Силіцію SіО2 є надзвичайно стійкою речовиною. З кислот йогорозчиняє лише плавікова кислота:

4 НF + SіО2 = SіF4 + 2 Н2ОSіF4 + 2 НF = Н2SіF6У воді SіО2 практично не розчиняється. При сплавленні з лугами досить легко переходить в

силікати:SіО2 + 2 NаОН = Nа2SіО3 + Н2ОАналогічно він взаємодії з карбонатами лужних металів при сплавленні:SіО2 + Nа2СО3 = Nа2SіО3 + СО2Силікати утворюються і при сплавленні диоксиду Силіцію з оксидами металів:SіО2 + Nа2О = Nа2SіО3силікат натріюСилікатна кислота і її солі силікати.Силікатна кислота – студнеподібна нерозчинна у воді речовина. Добре розчиняється лише в

лугах з утворенням солей.

Силікатна кислота відноситься до дуже слабких кислот (слабша за карбонатну) і малостійкихкислот. При нагріванні вона відщеплює воду: Н2SіО3�SіО2 + Н2О

Частково обезводнена силікатна кислота (силікагель) використовується як адсорбент вологита інших речовин.

Із солей силікатна кислота може бути витіснена вуглекислим газом або вугільною кислотою:Nа2SіО3 + СО2 + Н2О = Nа2СО3 + Н2SіО3 ↓Відомі солі метасилікатної Н2SіО3 і ортосилікатної Н4SіО4 кислот. Розчинними є лише солі

лужних металів (розчинне або рідке скло).Силікатна промисловість. Скло. Цемент.Силікатна промисловість охоплює виробництво скла (кварцове, віконне, пляшкове,

термостійке, оптичне і т. і.), керамічних виробів (порцеляна, фаянс, гончарні вироби), цегли іпокрівельних матеріалів, а також цементу.

Кварцове скло виготовляють переплавкою диоксиду силіцію SіО2. Воно характеризуєтьсявисокою температурою розм’якшення і не тріскає при різкому охолодженні, тому що має дужемалий коефіцієнт теплового розширення. Кварцово скло, на відміну від інших сортів скла,пропускає ультрафіолетові промені.

Віконне і пляшкове скло виготовляють при нагріванні суміші (шихти) піску, вапна і соди:Nа2СО3 + СаО + 6 SіО2 = Nа2О · СаО · 6 SіО2 + СО2Варку скла проводять до тих пір, доки маса не стане рідкою і легко рухомою. Потім її

поступово охолоджують, маса стає в’язкою і тоді з неї можна виготовляти вироби. Термостійкескло відрізняється від віконного або пляшкового тим, що містить близько 12% В2О3, тому вономає значно менший коефіцієнт теплового розширення. Оптичне скло буває свинцевим (міститьблизько 49% РbО) і баритовим (містить 42% ВаО і 3% РbО). Кришталь утворюється присплавленні SіО2 з поташем К2СО3 і оксидом плюмбуму РbО. Він уявляє собою важке скло, щоскладається із силікатів калію, свинцю і SіО2. Кришталь має високий коефіцієнт заломленнясвітла, з нього виготовляють оптичне скло, художній і побутовий посуд.

Для виготовлення цегли і покрівельних матеріалів готують шихту з глини і піску, переводятьв пластичний стан, формують, висушують і прожарюють при температурі 900 – 1050С. Цементвиробляють випіканням суміші глини, вапняку і піску при 1400 – 1500С. Шихту виготовляютьтаким способом, щоби в цементному клінкері (продукт після випікання) містилось 64 – 67% СаО,21 – 24% SіО2, 4 – 7% АІ2О3 і 2 – 4% Fе2О3. Внаслідок випікання утворюються алюмінати і силікатикальцію. Цементний клінкер роздрібнюють в спеціальних млинах. При змішуванні цементу зводою відбувається утворення кристалогідратів і цемент стає твердим. Виготовляють цементрізних марок: 200, 250, 300, 400, 500 і 600. Марка цементу означає навантаження в кг/см, якувитримує без деформації твердий цемент через 28 днів після змішування його з водою. Призмішуванні цементного розчину з гравієм, щебенем і дрібним шлаком утворюється тверда маса,яку називають бетон. Якщо цією масою заливають залізну арматуру, то утворюєтьсязалізобетон. Бетон і залізобетон використовують як будівельний матеріал.

Неметали 120

Гідроген. Водень і вода

Гідроген– хімічний елемент Символ Н, порядковий номер в Періодичній системі: 1, відноснаатомна маса: 1,00794. Утворює просту речовину –водень Н2.

Водень був уперше описаний в 1766 р. Кавендишем, що одержував його дією заліза і деякихінших металів на розведену сульфатну або хлоридну кислоту. Отриманий легкий газ Кавендишприйняв спершу за флогістон, а потім (1781 р.) за сполуку флогістону з водою. Розкладання водирозпеченим залізом було вперше (1783) проведене Лавуазьє. Сучасну назву дав цьому елементуЛавуазьє (1783 р.). Розкладання води електричним струмом було здійснено в 1789 р.

Водень є одним з найпоширеніших елементів - його частка становить 0,88% від маси всіхтрьох оболонок земної кори (атмосфери, гідросфери й літосфери), що при перерахуванні наатомні відсотки дає цифру 15,5%.

Таблиця. Загальна характеристика Гідрогену.Будоваелектронноїоболонки

1s1Фізичні властивості

Н s1Водень (т. пл. -2590С, т.кип. -2530С ) - безбарвний газ, що не має запаху. Уводі він розчиняється незначно - 2:100 по об'єму. Для нього характернарозчинність у деяких металах. Це самий легкий, самий рухливий і самийтеплопровідний із всіх газів.

Основна кількість цього елемента перебуває у зв'язаному стані. Так, вода містить його близько11%, глина - близько 1,5% і т.д. У вигляді сполук з вуглецем водень входить до складу нафти,горючих природних газів і всіх організмів. Вільний водень складається з молекул Н2. Він частоміститься у вулканічних газах. Частково він утвориться також при розкладанні деякихорганічних залишків. Гідроген є найпоширенішим елементом Всесвіту. На його часткудоводиться близько 80% маси Юпітера й близько 60% маси Сатурна. У міжзоряному просторіатоми Гідрогену зустрічаються в кілька разів частіше, ніж атоми всіх інших елементів, разомузятих

Гідроген складається із суміші ізотопів з масовими числами 1, 2 і 3 (1Н - протій, 2Н - дейтерій,3Н - тритій). Співвідношення між ними: 1Н – 99,98%, 2Н – 0,015%, У незначних кількостях —порядку одного атома на 1018 атомів 1Н — до них домішаний радіоактивний ізотоп водню 3Н .

Хімічні властивості водню.Гідроген стоїть на початку періодичної системи й не може бути віднесений до якої-небудьпевної її групи. Гідроген поєднує ознаки першої і передостанньої (VII) груп. Але при цьомуіснують і розходження в його відношенні до лужних металів і галогенів. Уже одна та обставина,що Гідроген як перший член у ряді елементів може втрачати тільки один електрон, доводить,що він по багатьом властивостям сильно відрізняється від галогенів. У випадку відщіплення відатома Гідрогену електрона залишається дуже маленьке ядро атома — протон. Це відрізняєГідроген від всіх інших елементів періодичної системи.

1. Реакція з неметалами.Реакція з киснем. Водень не підтримує горіння. Так, запалена свіча гасне в ньому Сам водень

горить у чистому кисні, і на повітрі, причому продуктом згоряння є вода. При підпалюванні сумішіобох газів (“гримучого газу”) взаємодія протікає з вибухом. Реакція утворення води з водню йкисню сильно екзотермічна:

2 Н2 + О2 = 2 Н2О + 573 кДжМолекула водню Н2 є достатньо стійкою молекулою. Цим пояснюється той факт, що водень

при звичайних умовах реагує тільки з фтором.Н2 + F2 = 2НFРеакції з іншими простими речовинами відбуваються при нагріванні або в присутності

каталізатора::Н2 + Cl2 = 2НClН2 + S = Н2SУ всіх цих реакціях Гідроген виявляє відновні властивості, віддає один електрон і набуває

ступеня окиснення +1. Сполуки Гідрогену з елементами 6-7 груп при розчиненні у воді даютькисле середовище – тобто є різними по силі кислотами.

2. Реакція з металами відбувається при нагріванні. В результаті реакції утворюються гідриди– безбарвні кристалічні сполуки, здатні реагувати з кислотами та водою

2Na + H2 = 2NaHCa + H2 = CaH2;NaH + Н2О � NaOH + H2;CaH2+ Н2О � Ca(OH)2 + H2;3. Реакція з оксидами металів. В реакціях з оксидами металів водень виявляє відновні

властивості. Такі реакції можливі при нагріванні:

Рішення задач 121

СuO + H2 = H2O + Cu

Одержання водню1. Розчинення цинку в розведеній соляній кислоті

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2↑.Цей спосіб найчастіше застосовують у лабораторіях.

1. 2. Дія натрію на воду2. 2 Na + 2 H2O = 2 NaOH + H2↑.3. 3. Пропущення водяної пари над розпеченим до червоного заліза4. 4 Н2О + 3 Fe = Fe3O4 + 4 H2↑.5. 4. Пропущення водяної пари над коксом.

При температурі вище 10000 С реакція йде головним чином по рівняннюН2О + С = СО + Н2.5. Електролітичне розкладання води.Чиста вода практично не проводить токи, тому до неї додаються електроліти (звичайно

КОН). При електролізі водень виділяється на катоді. На аноді виділяється еквівалентнакількість кисню.

2Н2О�2Н2 + О2Практичне застосування водню різноманітне: їм заповнюють кулі-зонди, у хімічній

промисловості він служить сировиною для одержання багатьох досить важливих продуктів(аміаку та ін.), у харчовий - для вироблення з рослинних масел твердих жирів і т.д. Високатемпература (до 2600 С), що виходить при горінні водню в кисні, використається для плавленнятугоплавких металів, кварцу й т.п. Рідкий водень є одним з найбільш ефективних реактивнихпалив.

Вода.Найпростіша формула — Н2О. У рідкому стані вода асоційована, тобто поряд із простимимолекулами містить і більше складні утворення, що відповідають загальній формулі (Н2О)n, де n= 2, 3, 4 і т.д. Подібні молекулярні агрегати увесь час виникають і знову розпадаються, щоможна виразити схемою: nН2O ⇔ (H2O)n.

При нагріванні води ступінь її асоціації зменшується Загалом кажучи, причиною асоціаціїмолекул може бути їхня висока полярність. Молекули води, що є постійними диполями, можутьза рахунок взаємного притягання протилежно заряджених полюсів комбінуватися по двох,трьох і т.д. Основне значення для асоціації молекул води має утворення так званих водневийзв'язків. Останні виникають за рахунок притягання водню однієї молекули води до кисню іншоїза схемою:

Н�О—Н···О—Н�НРідка вода в тонких шарах безбарвна, а в товсті має блакитнувато-зелені кольори. На

противагу майже всім іншим речовинам, густина яких у міру охолодження увесь час зростає,вода має найбільшу густину при +4 0С. Густина води при 250С ρ = 1 г/мл

Причина аномалії води точно не встановлена. Припускають, що при 0 °С вода в значнійчастині складається з (Н2О)3, а при нагріванні її до +4 °С потроєні молекули переходять в(Н2О)2, що супроводжується збільшенням густини ρ >1 г/мл.

Чиста вода майже не проводить електричний струм. Вона характеризується найбільшої їхвсіх рідких і твердих речовин питомою теплоємністю, тобто для нагрівання води потрібнозатратити більше тепла, чим для нагрівання на теж число градусів рівного по масі кількостіякої-небудь іншої рідини або твердого тіла.

При охолодженні води до 0 °C вона переходить у твердий стан — лід. Густина льодудорівнює 0,92 г/см3, тобто він легше води. Ця обставина має величезне значення длязбереження життя, тому що завдяки йому лід, що утвориться у водоймах, залишається наповерхні води й охороняє більш глибокі її шари від подальшого охолодження. Якби лід був важчеводи, всі водойми холодного й помірного поясів промерзали б до дна, і лише в літню порувідтавали з поверхні. Властивість води в цьому випадку аномальні, тому що у величезноїбільшості речовин густина у твердому стані більше, ніж у рідкому.

З хімічної точки зору вода є досить реакційно здатною речовиною, і часто виступаєкаталізатором багатьох процесів. Вона з'єднується з багатьма оксидами металів і неметалів,енергійно взаємодіє з найбільш активними металами й вступає в різні інші реакціїнайрізноманітнішого характеру:

Реакції з оксидами:Na2O + H2O� 2NaOHSO3 + H2O � H2SO4Реакція з неметалами:Cl2 + H2O � HCl + HClO3H2O + 2S � 2H2S + H2SO3;Реакція з активними металами:

1. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑2. 2АІ +6Н2О �2АІ(ОН) 3 +3Н2 (за умов руйнування оксидної плівки)3. 3Fe + 4H2O � Fe3O4+ 4H2 (при нагріванні)

Реакція із складними сполуками:PCl5 + 4H2O�H3PO4 + 5HClСаС2 + 2Н2О � C2H2 + Ca(OH)2Крім свого виняткового значення для життя природи, вода є найважливішим і найбільш

різнобічним по характері об'єктом промислового використання. Вона застосовується як вихіднаречовина, учасник реакції або розчинник при проведенні різних хімічних процесів, як теплоносій утеплотехніці, як механічна сила при розмиві ґрунтів і т.д. і т.п. Загальне споживання води длятехнічних цілей колосально так, одна лише металургія витрачає її більше, ніж витрачає напобутові потреби все населення промислово розвитий країни.

У зв'язку із цим для ряду країн зростаючого значення набуває проблема поповнення своїхприродних водних ресурсів за рахунок опріснення морської води.

Рішення задач

Рішення задач 122

1. Рішення задач на основні закони хіміїЗадачі на визначення характеристик газоподібних речовин: маси, об’єму, кількостіречовини, числа молекул, густини та відносної густини газівЗадачі на визначення числа молекул, атомів, кількості речовини по співвідношенню міжмасами чи об’ємами речовинЗадачі, що пов’язані із розрахунками за рівнянням реакцій.2. Рішення задач на тему РозчиниЗадачі на визначення маси розчиненої речовини, маси розчину та масової часткирозчиненої речовинЗадачі пов’язані із проходженням реакції в розчинах.4. Рішення задач на введення молекулярної формули4.2. Знаходження молекулярної формули сполуки невідомого класу органічних речовин, щомає масові частки елементів в сполуці.4.3. Ще один варіант задач –на визначення формули вуглеводню по відомим масам чиоб’ємам продуктів його спалювання.

1. Рішення задач на основні закони хімії

Задачі на визначення характеристик газоподібних речовин: маси, об’єму,кількості речовини, числа молекул, густини та відносної густини газівПриклад 1.1 Дано: газ SO2, об’ємом 560 мл (н.у.). Розрахувати: а) кількість речовини. б) масугазу в) число молекул; г) відносну густину газу за воднем і за повітрям; д) густину газу занормальних умов .Дано: Розв’язок:

V = 560 мл = 0,56 л;SO2,М (SO2)= 64 г/мольЗнайти:� -? m-? N-? ρ-? Dпов-?

DН2-?ρ-?

1. Визначимо кількість речовини газу за формулою:

= моль2. Визначимо масу, і число молекул газу за відомою кількістю:

;N = ν ⋅ NА = 0,025моль ⋅ 6,02 ⋅ 1023 = 0,15⋅ 1023 молекул.3. Визначимо відносну густину газу за воднем і за повітрям та

густину газу за н.у.DН2(газу)= М газу : М(Н2) = 64г/моль: 2 г/моль= 32Dповітр.(газу)= М газу : М(повітря) = 64г/моль: 29г/моль= 2,2�(н.у.) = M / VM = 64 г/моль : 22,4 /моль= 2,86 г/л;

Приклад 1.2 Газ масою 7 г має відносну густину за гелієм DНе = 7. Визначить об’єм (н.у.),кількість речовини, число молекул, густину за н.у., відносну густину цього газу за газом воднем.Дано: Розв’язок:

DНе = 7;m(газу)=

7 г

1. 1. Встановимо молярну масу газу2. DНе = 7. = 7 ⋅ 4 = 28 г/моль.3. 2. Визначимо кількість речовини, об’єм (н.у.), число молекул та густину

газу за відповідними формулами:

Знайти:� -?V-?N-?�-?DН2-?

Кількість речовини:= 0,25 моль

Об’єм газу:V = ν ⋅ VM , де VM =22,4 л/моль; V = 0,25 моль ⋅ 22,4л/моль=5,6 л

Число молекул газуN = ν ⋅ NA , де NA = 6,02 ⋅ 1023 N = 0,25 ⋅ 6,02 ⋅ 1023 =1,505 ⋅ 1023молекул

Густина газу при н.у.� = M : VM

� = 28 г/моль : 22,4л/моль = 1,25 г/л

DН2(газу)= Мгазу : М(Н2) DН2(газу)= 28г/моль : 2 г/моль = 14

Приклад 1.3 . Дано: газ SO2, об’ємом 112 мл знаходиться при температурі 250С під тиском 740мм рт.ст. Розрахувати: а) об’єм газу при н.у. б) масу газу; в) кількість речовини.Дано: Розв’язок:

V = 112 млТ= 250С;Р= 740

мм рт.ст;SO2,М (SO2)=

64 г/моль

1. Переведемо об’єм газу, тиск і температуру в міжнародну систему одиниць СІ:V = 112 мл =0,112⋅10-3 м3;

1. Т= 250С= 25 + 273= 298 К;2. Р= 740 мм рт.ст = 740/760⋅101325=98658,5 Па;3. 2. Якщо умови газу не відповідають нормальним, в такому разі

використовуємо рівняння Менделєєва-Клапейрона , де

R – універсальна газова стала = 8,31 Дж/мольК; P ,V,T – тиск, об’єм газу,температура, що задані в умові задачі.

3. Визначимо кількість моль газу виходячи з рівняння Менделєєва –Клапйрона:

= моль,4. Об’єм (н.у.), і масу газу, визначимо за відповідними формулами:

Об’єм газу:V = ν ⋅ VM , де VM =22,4 л/моль; V = 0,0045 моль ⋅ 22,4л/моль=0,1 л

Масу газу:; ;

Задачі на визначення числа молекул, атомів, кількості речовини поспіввідношенню між масами чи об’ємами речовинПриклад 1.4. В якій масі NH3 міститься стільки молекул, скільки їх в 10 г СаСО3.Дано: Розв’язок:

СаСО3,m = 10 г;�(СаСО3)=ν(NH3),Знайти:m-NН3-?

1. 1. Визначимо молярну масу СаСО3 :2. Мr(СаСО3) = 40 + 12 + 16 ⋅ 3 = 100, М(СаСО3) = 100 г/моль.3. 2. Визначимо кількість речовини СаСО3 в 10 г:

1. 3. По умові задачі ν(CaCO3) = ν(NH3), отже ν(NH3)= 0,1 моль2. 4. Визначимо молярну масу NH3 :3. Мr(NH3) = 14 + 1 ⋅ 3 = 17, М(NH3) = 17 г/моль.4. 5. Визначимо масу NH3 за відомою молярною масою і кількістю

речовини:

Рішення задач 123

5. m(NH3)= M(NH3)⋅⋅= 17г/моль ⋅ 0,1 моль = 1,7 г.6. Відповідь: 1,7 г NH3

Задачі, що пов’язані із розрахунками за рівнянням реакцій.Приклад 1.5. Яка маса гідроксиду натрію необхідна для повної нейтралізації 39,2 г сульфатноїкислоти?Дано: Розв’язок:

H2SO4m =

39,2 г;Знайти:m-

NаОН-?

1. 1.Складемо рівняння реакції повної нейтралізації H2SO4:2. 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;3. 2. Запишемо дані умови задачі над формулами речовин в рівнянні реакції, а

кількості речовин та молярні маси під формулами. Помножимо кількостіречовин (моль) на молярні маси і складемо пропорцію:

х г 39,2 г

1. 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O2. 2 моль 1 моль3. 40г/моль 98 г/моль4. 80г 98 г

Пропорція:80 г NaOH реагують з 98 г H2SO4х г NaOH реагують з 39,2 г H2SO4х = (80 · 39,2) / 98 = 32 г NaOH.Відповідь: 32 г гідроксиду натрію

2. Обчислення за хімічним рівнянням маси одного з продуктів, якщо одна з вихіднихречовин взята в надлишку.

Приклад 1.6. Який об’єм оксиду карбону (І\/) можна одержати, спаливши 12 л оксидукарбону (ІІ) у 9л кисню? Умови нормальні.Дано: Розв’язок:

V(O2) = 9л;

V(CO) =12 л

Знайти:V(CO2) -

?

1. 1.Складемо рівняння реакції:2. 2СО + О2 � 2СО2

3. 2. Визначимо яка речовина взята в надлишку за формулою :

1. Для 2 моль СО необхідно 1моль О2 (за рівнянням реакції). Значить для 0,54моль СО необхідно 0,27 моль кисню. Як бачимо в надлишку кисень.Розрахунок проведемо по речовині, що є в недостачі – СО:

2. 3. Визначимо скільки літрів оксиду карбону (І\/) одержимо:3. за рівнянням реакції з 2 моль СО утворюється 2 моль СО2, тоді4. 2 ν(СО) = 2 ν (СО2) = 0,54 моль;

V(СО2) = ν · VМ = 0,54 моль · 22,4 л/моль = 12 л.Відповідь: 12 л оксиду карбону (І\/).

2. Рішення задач на тему Розчини

Задачі на визначення маси розчиненої речовини, маси розчину та масовоїчастки розчиненої речовинОсновні формули для розрахунків:Масова частка розчиненоїречовини в розчині (%) Маса розчину Маса розчиненої

речовиниМасарозчинника

Об’ємрозчину

Приклад 2.1. Скільки грамів хлориду натрію буде потрібно для приготування 1 л 10%-ногорозчину, густина якого дорівнює 1,071(г/мл)? Як практично приготувати такий розчин?Дано: Розв’язок:

V = 1 л=1000 мл;

W= 10%� =

1,071 г/млЗнайти:mреч

(NaCl)- ?

1. Визначимо масу розчину хлориду натрію, знаючи об’єм V дорівнює 1л, або1000 мл, а густина ρ =1,071 г/мл:

, звідки , 2. Обчислимо масу речовини - хлориду натрію в розчині, знаючи що масова

частка солі ω становить 10%:

, звідки

Відповідь: для приготування розчину з масовою часткою 10% і об’ємом 1 лнеобхідно взяти 107,1 г натрій хлориду.

3. Для приготування 1 л 10% розчину хлориду натрію слід розчинити наважкукристалічного NaCl масою 107, 1 г невеликою кількістю дистильованої води вмірній колбі об’ємом 1 л. Після повного розчинення солі об’єм розчину доводятьдистильованою водою до мітки на мірній колбі

Приклад 2.2. До 300 мл розчину NaOH з густиною 1,22 г/мл та масовою часткою 20%, додали60 г сухого NaOH. Розрахуйте масову частку одержаного розчину.Дано: Розв’язок:

Дані пропершийрозчин:

V1 = 300мл;

W1= 20%�1 = 1,22

г/млДодали:mреч

(NaОН)=60 гЗнайти:W2 - ?

1. Визначимо масу першого розчину натрій гідроксиду, знаючи об’єм Vдорівнює 300 мл, та густину ρ =1,22 г/мл:

, звідкиmр-ну 1 = 300мл ⋅ 1,22 г/мл = 366г2. Обчислимо масу речовини – натрій гідроксиду в першому розчині, за

відомою масовою часткою ω, що становить 20%:

, звідки

1. mp.р.= mр-ну · W :100% = 366 г · 20% : 100 г = 53,2г2. 3. Знайдемо загальну масу розчиненої речовини NaОН, враховуючи

масу натрій гідроксиду, що додали до першого розчину3. mp.р.= 53,2 г + 60 г = 113,2 г4. 4. Знайдемо масу розчину, що утворився після додавання 60 г речовини

до першого розчину:

mр-ну = 366г + 60 г = 426г5. Знайдемо остаточну масову частку натрій гідроксиду в розчині:

Відповідь: одержаний розчин буде мати масову частку 26,5 %

Рішення задач 124

Приклад 2.3.Скільки грамів кристалогідрату мідного купоросу CuSO4· 5Н2О потрібно взяти дляприготування 500 г розчину купрум(ІІ) сульфату з масовою часткою 5% ?Дано: Розв’язок:

Дані про першийрозчин:

mрозчину = 500г;

W= 5%Знайти:mкристалогідрату

(CuSO4· 5Н2О) - ?

1. Обчислимо масу речовини – купрум(ІІ) сульфату що має бути вприготовленому розчині, за відомою масовою часткою ω, що становить5% і масою розчину 500г:

, звідки mp.р(CuSO4) = mр-ну · W :100% = 500 г · 5% : 100 г =25г2. Розрахуємо молярну масу кристалогідрату, звернув увагу на те, яка

маса в кристалогідраті припадає на CuSO4·М(CuSO4·5Н2О) = 160 + (18⋅5) = 160 + 90=250 г/моль;

1. В 250 г CuSO4· 5Н2О міститься 160 г CuSO4 ,2. 3. Знайдемо масу кристалогідрату CuSO4· 5Н2О, що мітить

розраховану масу CuSO4Складемо пропорцію:3. В 250 г CuSO4· 5Н2О міститься 160 г CuSO4;4. В х г CuSO4· 5Н2О міститься 25 г CuSO4

Відповідь: для приготування 5% розчину купрум (ІІ) сульфату масою500 г необхідно взяти 39 г кристалогідрату – мідного купоросуCuSO4·5Н2О

Задачі пов’язані із проходженням реакції в розчинах.Приклад 2.4.Який осад та яка його маса утвориться при змішуванні 100мл 30% розчину натрійгідроксиду (ρ1 = 1,33 г/мл) з 100 г 5% розчину CuSO4·?Дано: Розв’язок:

Дані про розчиннатрійгідроксиду:

Vрозчину =100 мл;

W= 30%� = 1,33 г/млДані про

розчин CuSO4·mрозчину =

500 г;W= 5%Знайти:mосаду - ?

1. Складемо рівняння реакції:CuSO4 +2NaOH�Cu(OH)2 �+ Na2SO4.Отже осад - Cu(OH)2 Для визначення його маси необхідно знайти маси

реагуючих речовин: CuSO4 і NaOH.

1. 2. Обчислимо масу речовини – купрум(ІІ) сульфату що міститься врозчині, за відомою масовою часткою ω, що становить 5% і масоюрозчину 500г:

2. mp.р(CuSO4) = mр-ну · W :100% = 500 г · 5% : 100 г =25г,3. що складає 0,156 моль речовини CuSO4 ( = 0,156моль)4. 3. Розрахуємо масу речовини NaOH в розчині по формулі

,5. що складає 1 моль речовини NaOH( = 1моль)6. 4. Знайдемо масу утвореного осаду по речовині, що є в недостачі -

CuSO4:

�(Cu(OH)2)=ν(CuSO4)=0,156моль; масу осаду визначимо по формулі:

Відповідь: маса осаду Cu(OH)2 15,288г.3. Рішення задач пов’язаних із виходом продукту реакції, та речовиною, що міститьдомішки

Практично при проведенні будь-якого процесу відбувається втрата деякої кількостіреагуючих речовин, можливі втрати одержуваних речовин через недоліки апаратури. Ще більшівтрати можливі на виробництві. Тому для одержання бажаної маси (чи об’єму) продукту реакціїнеобхідно враховувати виробничих втрати , тобто розраховувати практичний вихід продуктуреакції, і навпаки за практичним виходом розраховувати маси (об’єми) реагентів.

Маси (об’єми) продуктів реакції, розраховані за рівнянням реакції називають теоретичнимвиходом. Теоретичний вихід приймають за 100%, тому що одержати продуктів більше , ніж порівнянню реакції неможливо.

Маси (об’єми) продуктів реакції, обчислені із урахуванням втрат називають практичнимвиходом. Практичний вихід завжди менший ніж теоретичний. Формула за якою розраховуєтьсявихід продукту реакції :

Приклад 3.1. Яку масу сульфатної кислоти можна одержати з 40 г сульфур (VI) оксиду, якщовихід реакції = 80 %?Дано: Розв’язок:

m(SO3) =40г;

� =80%

Знайти:m

(H2SO4)- ?

1. Складемо рівняння реакції:SO3 +Н2О� H2SO4.

1. Обчислимо кількість речовини – SO32. = 0,5 моль3. Розрахуємо масу речовини H2SO4 що утворюється за рівнянням реакції при

100% виході, тобто теоретичну масу. Відповідно до рівняння реакціїкількість сульфур (VI) оксиду дорівнює кількості сульфатної кислоти, тобто0,5 моль тоді:

4. = 0,5 моль⋅98 г/моль= 49 г5. Обчислимо практичну масу сульфатної кислоти за формулою

80 ⋅49:100=39,2 г

Відповідь: маса сульфатної кислоти =39,2г.Другий тип задач, пов'язаний із поняттям «практичний вихід», полягає у знаходженні масреагентів, необхідних для одержання визначеної маси чи об’єму продукту реакції

Приклад 3.2. Розрахуйте масу цинку, необхідного для одержання 10л водню (н.у.) приреакції із сульфатною кислотою, якщо вихід складає 78%.Дано: Розв’язок:

V(H2)практ= 1 л;

� = 78 %Знайти:m (Zn) -

?

1. Складемо рівняння реакції:Zn +H2SO4 � ZnSO4 + H2.

1. За практичним об’ємом водню, та виходом шукаємо теоретичний2. 1:78⋅ 100%=1,28 л3. . Визначимо кількість речовини газу водню:

4. За рівнянням реакції кількість цинку відповідає кількості газу водню, отжекількість цинку = 0,57 моль.

5. Знаходимо масу цинку за формулоюВідповідь: маса цинку =37,05г.

Ще один варіант задач – обчислення виходу реакції, якщо відома практична маса продукту

Рішення задач 125

реакції.Приклад 3.3. 90 г натрій карбонату повністю розчинилося в сульфатній кислоті, при цьому

утворилося 15,2 л газу (н.у.). Визначте вихід продукту реакції?Дано: Розв’язок:

m (Na2CO3)= 90г;

V(CO2)практ= 15,2 л;

Знайти:� - ?

1. Складемо рівняння реакції:Na2CO3 +H2SO4 � Na2SO4 + CO2 +H2O.2. Визначимо кількість речовини Na2CO3:

1. . За рівнянням реакції кількість Na2CO3 відповідає кількості газу CO2,отже кількість CO2 = 0,85 моль.

2. Знаходимо теоретичний об’єм CO2 за формулою:3. Vтеорет = ν ⋅ VM =,85 ⋅22,4 л/моль=19,04 л

5. За практичним об’ємом CO2, та теоретичним його об’ємом визначаємовихід продукту реакції

= 15,2л :19,04л ⋅100% =79,8%Відповідь: η= 79,8%

Задачі – обчислення маси продукту реакції за відомою масою вихідної сполуки, щомістить певну масову частку домішок

Для розуміння технологічних процесів, що відбуваються реально слід пам’ятати, що вихідніречовини майже завжди містять різні домішки. Домішки як правило не беруть участі в процесі,який розглядають. Тому їх масу слід обов’язково відокремити від загальної маси речовини, щовступає в хімічну реакцію. Масова частка домішок у вихідній сполуці визначається по формулі:

Приклад 3.4. Обчисліть масу негашеного вапна, яке можна добути випалюванням вапняку

масою 375 кг, якщо масова частка домішок у ньому становить 20%?Дано: Розв’язок:

m (СaCO3)=375 кг;

�(домішки)=20%

Знайти:m(СаО) - ?

1. Складемо схему реакції:2. СaCO � CO2. + СaO .3. М=г/моль М=56г/моль4. Визначимо масу чистого кальцій карбонату у вапняку, враховуючи, що

домішок у вапняку 20%, а значить чистого кальцій карбонату – 80%.

2. Визначимо кількість речовини СaCO3:

1. . За рівнянням реакції кількість СaCO3 відповідає кількості CаО, отжекількість CаO = 3 кмоль=3000моль.

2. Знаходимо масу CаO за формулою:3. m(CаО) = ν ⋅ М= моль ⋅56 г/моль=168000 г=168 кг

Відповідь: m(CаО) =168 кг

4. Рішення задач на введення молекулярної формулиВиведення молекулярної формули залежно від даних умови задачі може відбуватися різнимишляхами. Розглянемо три різні способи розв’язання вказаного типу задач.

4.1. Знаходження молекулярної формули сполуки відомого класу органічнихречовин, що має загальну формулу для даного класу органічних сполук.

При розрахунках даного типу задач слід пригадати способи знаходження молярних мас: завідносною густиною газів, за густиною газів при нормальних умовах, за масою речовини івідповідній їй кількості в моль. Крім того необхідно знати загальні формули всіх класіворганічних речовин.

Формули необхідні для розрахунків:

Визначення молярноїмаси за відносноюгустиною за іншимгазом

Визначеннямолярної маси завідомою масою ікількістю

Визначеннякількості завідомимоб’ємом

Загальніформуливуглеводнів

Загальніформули іншихкласіворганічнихсполук

СnH2n+2 -алкани

СnH2n-алкени

СnH2n-2-алкіни

CnH2n +1OHспирти

СnH2n+1–CHОальдегіди

СnH2n+1–CООH кислоти

Приклад 4.1. Установіть формулу насиченого вуглеводню, якщо відносна густина (D) йогопарів за воднем = 22Дано: Розв’язок:

DН2(СnH2n+2)=22Знайти:СnH2n+2 ?

1. Визначаємо молярну масу вуглеводню по формулі = 22⋅2=44г/моль.

2. Пригадаємо відносні атомні маси Карбону та Гідрогену: Ar(C)=12,Ar(H)= 1;

3. Підставимо значення відносних атомних мас в загальну формулунасичених вуглеводнів – алканів: СnH2n+2, і складемо рівняння: 12n + 2n+2= 44,

звідси n= 3.Таким чином формула вуглеводню буде: C3H8.Відповідь: молекулярна формула C3H8.

4.2. Знаходження молекулярної формули сполуки невідомого класу органічнихречовин, що має масові частки елементів в сполуці.Для розуміння ходу розв’язання задачі за масовими частками елементів в речовині, сліддопустити, що відсоткові співвідношення елементів можна прийняти за їх масові співвідношення, прийнявши масу всієї сполуки за 100г. В такому випадку логічним є знаходження кількостейелементів в формулі як результат відношення маси елемента на його молярну масу

Приклад 4.2. Знайдіть формулу вуглеводню, що має густину 2,5 г/л при н.у., а масова часткаелемента С становить 85,71%.Дано: Розв’язок:

�(С) =

1. Визначаємо молярну масу вуглеводню: М(СxНy)=2,5 г/л ⋅22,4л/моль= 56 г/моль2. В умові задачі не вказано, що вуглеводень – алкан, тому ми не маємо

можливості розв’язати задачу попереднім способом. Тому спочатку визначаємокількості елементів С і Н, що складають вуглеводень. Для цього приймаємовідсотки цих елементів в молекулі за їх маси, а далі по формулі знаходимо

Розділ 3 126

�(С) =85,71%;

� = 2,5г/л

Знайти:СxНy - ?

3. Знайдемо співвідношення між кількостями елементів в сполуці: ν(С) : ν(Н)=7,145: 14,29= 1:2. Таким чином кількості атомів Карбону так відносяться докількості атомів Гідрогену, як 1:2 отже найпростіша формула буде мати вигляд:СН2

4. Визначимо справжню формулу вуглеводню. Для цього порівняємо молярнімаси найпростішої формули з молярною масою, що визначили (56 г/моль). М(СН2)=12+2 = 14 г/моль. Найпростіша формула має в 4 рази меншу молярну масу ніжсправжня, таким чином справжня формула вуглеводню буде мати в 4 рази більшукількість атомів С і Н, тобто С4Н8.

Відповідь: молекулярна формула C4H8

4.3. Ще один варіант задач –на визначення формули вуглеводню по відомиммасам чи об’ємам продуктів його спалювання.Даний тип задач вимагає знання таких понять як кількість речовини, молярна маса, молярнийоб’єм. При знаходженні формули спочатку необхідно визначити кількості елементів в продуктахспалювання, проаналізувати їх і зробити висновки про кількості елементів в початковій молекулі.Необхідно знайти найпростішу формулу і порівняти її молярну масу з розрахованою задодатковими даними молярною масою справжньої формули. Знайти в скільки разів ці масивідрізняються і збільшити у відповідну кількість разів найпростішу формулу.

Приклад 4.3. При спалюванні 11,2 л газоподібного вуглеводню утворилось 33,6 л СО2 та 27 гводи. 1 л вуглеводню має масу 1,875 г (н.у.). Знайдіть молекулярну формулу вуглеводню.Дано: Розв’язок:

V(CхНу) =11,2 л;

V(CО2)= 33,6 л;

m(Н2O)= 27г

�=1,875 г/л

Знайти:СxНy ?

1. Визначимо молярну масу вуглеводню:М(СxНy)=1,875 г/л ⋅22,4л/моль= 42 г/моль.2. Визначаємо кількості елементів С і Н, що складають вуглеводень. Для цього

знайдемо кількості моль СО2 :

знайдемо кількості моль Н2О :

Співвідношення атомів С і Н в молекулі буде таким: ν(С) : ν(Н)= 1,5: 3= 1:2.Отже найпростіша формула буде мати вигляд: СН2.3. Визначимо справжню формулу вуглеводню. Для цього порівняємо молярні

маси найпростішої формули з молярною масою, що визначили (42 г/моль). М(СН2)=12+2 = 14 г/моль.

Найпростіша формула має в 3 рази меншу молярну масу ніж справжня, такимчином справжня формула вуглеводню буде мати в 3 рази більшу кількість атомівС і Н, тобто С3Н6.

Відповідь: С3Н6.

Розділ 3

Органічна хімія

ПРЕДМЕТ ОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇІ.1 Особливості органічних сполукІ.2 Стан атома Карбону і характер хімічних зв’язків в органічних сполуках

Зв’язок між двома атомами за допомогою однієї спільної електронної париназивається одинарним (простим), двох електронних пар – подвійним, трьохелектронних пар – потрійним.

І.3 Теорія будови органічних сполукІ.4 Класифікація органічних сполукІ.5 Номенклатура органічних сполукІ.5.1 Замісникова номенклатураІ.5.2 Утворення назв органічних сполукзгідно із замісниковою номенклатурою IUPACІ.6 Загальна характеристика органічних реакційІ.6.1 Особливості органічних реакційІ.6.2 Класифікація органічних реакцій

ПРЕДМЕТ ОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ

Існує багато визначень органічної хімії. Найдавніше з них належить Берцеліусу, який ще в1827р. видав підручник, де виділив всю відому на той час інформацію про сполуки Карбону вокрему главу, названу „Керування з органічної хімії”. Саме в цьому підручнику і зустрічаєтьсяперше формулювання предмету органічної хімії як самостійної науки.

Органічна хімія – це частина хімічної науки про речовини рослинного та тваринногопоходження.

Берцеліус та його прихильники вважали, що органічні сполуки утворюються виключновнаслідок життєдіяльності організмів під впливом так званої «життєвої сили». Однакпослідовники берцеліусівської «теорії віталізму» дуже швидко зазнали поразки, коли німецькийхімік Велер (1828р.) вперше в історії науки синтезував органічну сполуку – сечовину – ізнеорганічної речовини – цианату амонію. Це дало поштовх до бурного розвитку органічногосинтезу: Зінін одержав анілін (1842р.), Кольбе – оцтову кислоту (1845р.), Бертло – сполуки типужирів (1854р.), Бутлеров – цукроподібні речовини (1861р.). Отже, на базі експериментівпоступово доводилося, що невірно вважати органічну хімію наукою тільки про ті сполуки, які єпродуктами життєдіяльності живих організмів. І хоч спочатку предметом вивчення органічноїхімії були переважно саме природні сполуки, що виділялися із живих організмів, поступово

Розділ 3 127

збільшувалося значення органічного синтезу, за допомогою якого одержувалися якісно новіматеріали, що не мали природних аналогів. Кекуле (середина XIX ст.) запропонував такевизначення:

Органічна хімія – це наука про сполуки Карбону з іншими елеметами.Пізніше Шорлеммер (1889р.) уточнив це формулювання:Органічна хімія – це наука про вуглеводні та їх похідні.С тих пір було зроблено багато найважливіших відкрить, винайдена велика кількість

природних речовин (гормонів, вуглеводів, жирів, вітамінів, алкалоїдів тощо) і синтезована щебільша кількість штучних органічних сполук (пластмаси, синтетичні волокна, барвники, каучуки,антибіотики та інші лікарські препарати). Більш того, успіхі органічної хімії в останні десятиріччясприяли виділенню окремих розділів у самостійні наукові дисципліни, наприклад:елементоорганічна хімія, хімія високомолекулярних сполук і полімерів, хімія нафти і газу, біохіміята біоорганічна хімія, стереохімія тощо.

Тому зрозуміло, що не можна обмежувати предмет органічної хімії вивченням лише продуктівжиттєдіяльності рослин і тварин. У зв’язку з цим найбільш узагальненим визначенням можнавважати таке:

Органічна хімія – це наука, що вивчає сполуки Карбону, їх будову, властивості, способиодержання і закони їх взаємних перетворень, а також шляхи практичного застосування.

До органічних речовин належать сполуки Карбону із Гідрогеном, Оксигеном, Нітрогеном,Фосфором, галогенами та іншими хімічними елементами, за виключенням оксидів карбону СО,СО2, вугільної кислоти Н2СО3 та її солей, які традиційно відносять до неорганічних сполук.

РОЗДІЛ І. ТЕОРЕТИЧНІ ОСНОВИ ОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ

1. Особливості органічних сполук2. Стан атома Карбону і характер зв’язків в органічних сполуках3. Теорія будови органічних сполук4. Класифікація5. Номенклатура6. Загальна характеристика органічних реакцій

І.1 Особливості органічних сполук

Розвиток органічної хімії як самостійної науки зумовлений специфічними особливостямиорганічних сполук. Розглянемо найважливіші з них.

1. Величезна кількість органічних речовин, яка пояснюється здатністю атомів Карбонусполучатися один із одним, утворюючи ланцюги і кільця. За різними джерелами кількістьорганічних сполук оцінюється від 17 до 20 млн., у той час як неорганічних речовиндостовірно відомо десь близько 500 тис.

2. Органічні сполуки поряд із водою є, з одного боку, головним будівельним матеріаломтваринних і рослинних організмів, а з іншого – основним харчовим компонентом, щозабезпечує постійну підтримку їх життєдіяльності на відповідному рівні. Крім того,величезна кількість органічних сполук є основою для створення багатьох виробів ізшироким спектром властивостей, які набули застосування у всіх без виключення галузяхпромисловості, у будівництві, а також у повсякденному побуті.

3. Молекули органічних речовин, в яких атоми сполучені між собою переважно за рахунокнеполярних чи малополярних ковалентних зв’язків, як правило, належать донеелектролітів. Йонний тип зв’язку зустрічається рідко, найчастіше в солях органічнихкислот, наприклад, в ацетаті натрію.

4. Органічні сполуки, що містять тільки прості одинарні зв’зки С–С, С–Н, за звичайних умоввзаємодіють між собою надзвичайно повільно або не взаємодіють зовсім.

5. При нагріванні до підвищених температур органічні речовини обвуглюються, а уприсутності кисню – згоряють. Це пояснюється невисокою міцністю зв’язків між атомамиКарбону.

6. Органічні сполуки всіх класів утворюють особливі ряди гомологів – речовин, що маютьзагальні ознаки у будові молекул та у властивостях.

Гомологічним рядом називається послідовність подібних за будовою та властивостями

речовин, в якій кожний наступний член відрізняється від попереднього на постійну структурнуодиницю – гомологічну різницю СН2.

Генетичною основою гомологічних рядів для більшості класів органічних сполук є

гомологічний ряд насичених незамкнутих вуглеводнів – алканів (табл. І.1). Таблиця І.1 – Гомологічний ряд алканів

Будова, склад (у дужках) Кількість атомів Карбону НазваСН4 (СН4) 1 МетанСН3-СН3 (С2Н6) 2 ЕтанСН3-СН2-СН3 (С3Н8) 3 ПропанСН3-(СН2)2-СН3 (С4Н10) 4 БутанСН3-(СН2)3-СН3 (С5Н12) 5 ПентанСН3-(СН2)4-СН3 (С6Н14) 6 ГексанСН3-(СН2)5-СН3 (С7Н16) 7 ГептанСН3-(СН2)6-СН3 (С8Н18) 8 ОктанСН3-(СН2)7-СН3 (С9Н20) 9 НонанСН3-(СН2)8-СН3 (С10Н22) 10 Декан

Загальна формула для алканів – CnH2n+2. Як видно із порявняння їх складу (табл. 1), дванайближчі гомологи дійсно відрізняються один від одного на гомологічну різницю СН2. Узагальному випадку гомологичний ряд будь-якого класу органічних сполук теж має загальнуформулу. Наприклад, для насичених спиртів – CnH2n+1OH, для насичених карбонових кислот –CnH2n+1COOH.

7. Для органічних сполук характерно явище ізомерії та утворення ізомерів.

Ізомерія – це явище, при якому декілька сполук – ізомерів – мають однаковий склад і

однакову молекулярну масу, але відрізняються один від одного будовою молекул, а отже, ісвоїми фізичними та хімічними властивостями.

Розділ 3 128

Існує декілька типів ізомерії, серед яких найбільш поширеними є структурна і просторова.І Структурна ізомерія зумовлюється різним порядком розміщення окремих атомів чи

атомних груп у молекулі. Вона поділяється на певні види:– ізомерія вуглецевого ланцюгу, наприклад, для алканів складу С5Н12 існують три ізомери

різної будови:

– ізомерія положення кратного зв’язку, наприклад, для вуглеводнів складу С5Н8, які мають

лінійну будову:СН≡С–СН2–СН2–СН3 СН3–С≡С–СН2–СН3Пентин-1 Пентин-2– ізомерія положення замісника, наприклад, для С3Н7–ОН можливо існування двої ізомерів –

пропанола-1 і пропанола-2;

– міжкласова ізомерія (так звана метамерія). Слід зазначити, що на відміну від іншихструктурних ізомерів, властивості яких відрізняються не дуже різко, метамери за своїмивластивостями зовсім не походять один на одного. Так, для складу С5Н10, крім розглянутихвидів структурної ізомерії, характерне ще й явище метамерії. Як приклад можна навести будовувуглеводнів, один з яких належить до алкенів, а інший – до циклоалканів:

Сполуки складу С3Н6О теж представлені метамерами, що належать до різних класів –альдегідів, кетонів і ненасичених спиртів:

Ще один приклад метамерів – карбонова кислота і естер складу С3Н6О2:

ІІ Просторова ізомерія, при якій залишаються однаковими склад і послідовність сполучення

атомів в молекулах ізомерів, але змінюється просторове розміщення однакових атомів чиатомних груп відносно карбонового ланцюгу. Просторова ізомерія представлена такими видами:

– геометрична, зумовлена різним положенням замісників відносно подвійного зв’язку чималого цикла, наприклад, для бутена-2, в якому подвійний зв’язок розміщується після другогоатома Карбону СН2–СН=СН2–СН3 є два геометричних ізомери:

І.2 Стан атома Карбону і характер хімічних зв’язків в органічних сполуках

Елемент Карбон, порядковий номер якого дорівнює 6, розміщується у другому періоді та в

головній підгрупі IV групи періодичної системи Д.І.Менделєєва. З електронної конфігураціїКарбону (1s22s22p2) випливає, що на двох енергетичних рівнях атома С перебуває шістьелектронів, з яких чотири знаходяться на зовнішньому, другому рівні:…

Зовнішні електрони атома зумовлюють спінвалентність, або ковалентність Карбону.Ковалетність – це кількість ковалентних зв’язків, що утворює атом; вона визначається

кількістю неспарених електронів у атомі в основному стані або кількістю неспаренихелектронів, що з’являються в атомі при його збудженні.

Оскільки атом Карбону в основному стані має два неспарених електрони, його ковалентність

дорівнює двом, тобто він може утворювати два зв’язки. Однак практично в усіх органічнихсполуках атом Карбону утворює чотири зв’язки, що стає можливим завдяки збудженнювнаслідок поглинання певної кількості енергії (405,6кДж/моль). У збудженему стані, якийпозначають за допомогою зірочки С*, атом Карбону має вже чотири неспарених електрони:

6C 1s22s22p2 � 6C* 1s22s12p3

Зрозуміло, що збудження атома С при переході із стану 2s22p2 у стан 2s12p3 потребує

затрати енергії, яка не тільки компенсується, а й дає енергетичний виграш при утворенніхімічних зв’яків. Наприклад, енергія, що виділяється при утворенні кожного зв’язку С–Н увуглеводнях, становить 415,5кДж/моль. Отже при утворенні двох додаткових (порівняно зосновним станом) ковалентних зв’язків виділяється енергії на 415,5⋅2 – 405,7 = 425,3кДж/мольбільше, ніж її потрібно для збудження атома.

Кожна орбіталь збудженого атома С* характеризується певною формою та енергією (рис. І.1 іІІ.2).

Розділ 3 129

Рис. І.1 – Сферична

форма s-орбіталі, якахарактеризуєтьсянайменшою енергією наенергетичному рівні тарозташовуєтьсянайближче від ядрапорівняно з іншимиорбіталями даногоенергетичного рівня

Рис. ІІ.2 – Три р-орбіталі: чим вища енергія електрона, тим

швидше він обертається навколо ядра, тим сильнішевитягується область його існування, утворюючи гантелеподібнуформу. При цьому електронні хмари займають у навколоядерномупросторі три положення вздовж вісів координат x, y і z. Цепояснюється тим, що завдяки негативному заряду електронніхмари взаємно відштовхуються та намагаються зайнятиположення якомога далі одна від одної. Усі разом px-, py- і px-електронні хмари утворюють симетричну геометричну фігуру, уцентрі якої розміщується атомне ядро

Різниця у формі та енергії атомних орбіталей повинна спричиняти утворення хімічних зв’язківС–Н, відмінних за своєю енергією. Однак дослідження доводять, що насправді зв’язки однаковізавдяки явищу гібридизації.

Гібридизація – це процес змішування та вирівнювання орбіталей за формою і енергією, при

якому відбувається перерозподіл електронних густин близьких за енергією орбіталей,внаслідок чого вони стають рівноцінними.

Для валентних орбіталей збудженого атома Карбону можливі три типи гібридизації.sp-Гібридизація. При комбінації однієї s- i однієї р-орбіталей виникають дві sp-гібридизовані

орбіталі, розміщені симетрично під валентним кутом 1800 (рис. І.3а). Валентним називається кут між вісями зв’язку – уявними лініями, які проходять через ядра

хімічно сполучених атомів.Зв’язки, які утворюються за участю електронів цих орбіталей, також розміщуються під кутом

1800, що зумовлює лінійну форму молекули. Такий тип гібридизації спостерігається в молекулахвуглеводнів з потрійними зв’язками (наприклад, в ацетилені НС≡СН).

Рисунок І.3 – Гібридизація атомних орбіталей sp2-Гібридизація. Комбінація однієї s- і двох р-орбіталей приводить до утворення sp2-

гібридизованих зв'язків, розміщених під кутом 1200 (рис. І.3б). Тому фрагмент молекули, в якомузв’язки утворені за рахунок sp2-гібридизованих орбіталей, набуває форми правильноготрикутника. Наприклад, збуджений атом Карбону С*(2s12p3) перебуває у стані sp2-гібридизації вмолекулі етилену (Н2С=СН2). Три гібридизовані орбіталі кожного атому Карбону утворюють тризв’язки: два з атомами Гідрогену (С–Н) і один з сусіднім атомом Карбону (С–С), а негібридизованір-орбіталі утворюють ще один додатковий зв’язок між атомами Карбону.

sp3-Гібридизація. Комбінація чотирьох орбіталей (однієї s- і трьох р-) приводить до sp3-гібридизації, при якій чотири гібридизовані орбіталі симетрично орієнтовані у просторі дочотирьох вершин тетраедра, тобто під кутом 109028` (рис. І.3в). Тетраедричне розміщеннязв’язків зумовлює тетраедричну форму молекул, що характерно для насичених сполукчотиривалентного Карбону (СН4, СCl4, C2H6).

В органічних сполуках Карбону здійснюється ковалентний тип хімічного зв’язку. Зв’язок атомів за допомогою спільних електронних пар називається ковалентним. Для скорочення спільні пари електронів позначаються рискою між символами атомів

відповідних елементів: С–Н, С–С, С–Cl.Сутність ковалентного зв’язку пояснюється спеціальними теоріями, серед яких найбільш

доступною є модель валентних зв’язків (так званий метод ВЗ). Основні положення методу ВЗстисло можна викласти так: 1) кожна пара атомів у молекулі утримується разом за допомогоюоднієї або декількох спільних електронних пар, при цьому електронні орбіталі взаємодіючихатомів перекриваються; 2) міцність зв’язку залежить від ступеня перекривання електроннихорбіталей; 3) умовою утворення ковалентного зв’язку є анти-напрямленість спінів електронів ( );завдяки цьому виникає узагальнена електронна орбіталь з найбільшою електронною густиною уміж’ядерному просторі, що забезпечує притягання позитивно заряджених ядер один до одного ісупроводжується зменшенням загальної енергії системи.

Для ковалентного зв’язку використовують такі характеристики: довжина і енергіязв’язку, напрямленість, насиченість, кратність, поляризація та поляризованісить тощо.Розглянемо деякі з них.

Довжина зв’язку – це між’ядерна відстань між хімічно сполученими атомами.Енергія зв’язку – це міра міцності зв’язку, що показує кількість енергії, яку необхідно

витратити для розриву зв’язку, або енергія, яка виділяється під час утворення зв’язку. Довжину зв’язку вимірюють у нанометрах (1 нм = 10–9м). Зі збільшенням радіусів атомів, між

якими виникає зв’язок, зростає його довжина. Одиницями вимірювання енергії зв’язку єкДж/моль або еВ. Енергія зв’язку характеризує його міцність: чим більше енергія зв’язку, тим вінміцніший, зі збільшенням міцності зменшується довжина зв’язку.

Відповідно до методу ВЗ хімічний зв’язок між атомами зумовлюється перекриванняморбіталей, які, за винятком s-орбіталей, мають напрямленість у просторі.

Напрямленість ковалентного зв’язку – це таке розміщення електронної густини між

атомами, яке забезпечує максимальне перекривання електронних орбіталей. Оскільки електронні орбіталі мають різні форму і орієнтацію у просторі, то їхнє взаємне

перекривання може реалізуватися різними способами. Залежно від цього розрізняють σ- і π-

Розділ 3 130

зв’язки (рис. І.4).

Рисунок І.4 – Схема перекривання електронних орбіталей при утворенні σ- і π-зв’язків Сигма-зв’язок (σ-зв’язок) – це таке перекривання електронних орбіталей, при якому

максимальна електронна густина концентрується вздовж вісі зв’язку – уявної лінії, що з’єднуєдва ядра.

Сигма-зв’язок може утворюватися за рахунок двох s-електронів, одного s- і одного р-

електрона, двох р-електронів або за участю гібридних орбіталей. Ознакою сигма-зв’язку єнаявність однієї області перекривання, зосередженої між ядрами атомів.

Пі-зв’язок (π-зв’язок) – це перекривання електронних орбіталей, при якому максимальнаелектронна густина концентрується з обох боків від вісі, що з’єднує ядра атомів.

Ще одна характеристика ковалентного зв’язку – кратність, яка визначається числом

спільних електронних пар, що сполучають атоми. Ковалентний зв’язок за кратністю може бутиодинарним (простим), подвійним і потрійним.Зв’язок між двома атомами за допомогою однієї спільної електронної пари називаєтьсяодинарним (простим), двох електронних пар – подвійним, трьох електронних пар –потрійним.

Так, у молекулі етану С2Н6 між атомами Карбону існує одинарний зв’язок (С–С), в етилені С2Н4– подвійний (С=С), в ацетилені С2Н2 – потрійний (С≡С).

Кратність зв’язку впливає на енергію: з підвищенням кратності зростає міцність зв’язку.Підвищення кратності приводить до зменшення між’ядерної відстані (довжини зв’язку) ізбільшення енергії зв’язку.

Характеристика ковалентного зв’язку, яка описує різну локалізацію електронної густини уміж’ядерному просторі, називається полярністю. Залежно від неї розрізняють полярний інеполярний ковалентні зв’язки.

Неполярним, або гомеополярним, називається такий зв’язок, при якому область

перекривання електронних орбіталей розміщується симетрично відносно ядер сполученихатомів і однаковою мірою належить обом атомам.

Полярним, або гетерополярним, називається зв’язок, при якому область перекриванняелектронних орбіталей несиметрична і зміщена до одного з атомів.

Електронна густина зв’язку здатна зміщуватися під дією зовнішнього електричного поля, в

тому числі й поля іншої молекули або йона. Зміна полярності зв’язку молекули внаслідок зміщення електронної густини під дією

зовнішнього електричного поля іншої молекули (або атома чи атомної групи) називаєтьсяполяризованістю.

Поляризованість молекули залежить від напрямленості зовнішнього поля і від здатності

електронних хмар деформуватися. З поляризованістю пов’язане виникнення в молекуліелектронних ефектів – індуктивного і мезомерного, які впливають на реакційну здатністьокремих ділянок молекули органічної сполуки і зумовлюють спеціфічні особливості взаємодії міжорганічними речовинами. Докладно електронні ефекти буде розглянуто пізніше.

І.3 Теорія будови органічних сполук

До середини XIXст. в органічній хімії був накопичений величезний фактичний матеріал,подальше вивчення якого гальмувалося відсутністю систематизуючої основи, спроможноїпояснити і обґрунтувати особливості будови і властивостей органічних сполук. Тому почализ’являтися численні теорії, які зробили певний внесок у познання структури органічних сполук,однак не могли узагальнити всі відомості про їх властивості та реакційну здатність. Це вдалосяздійснити О.М.Бутлерову (1861р.).

Сутність теорії будови органічних сполук Бутлерова можна стисло сформулювати за

допомогою декількох основних положень.

1. Атоми в молекулах сполучені один із одним хімічними зв’язками відповідно до їхвалентностей. Карбон практично в усіх органічних сполуках виявляє валентність IV,Гідроген – I, Оксиген – II.

2. Атоми розташовуються в молекулах не хаотично, а сполучені між собою в певнійпослідовності.

Порядок розміщення атомів у молекулі та характер хімічних зв’язків між ними називається

хімічною будовою. Склад органічних сполук виражають за допомогою структурних формул, в яких кожний

ковалентний зв’язок позначається рисочкою. Наприклад, пропан, склад якого відповідаєемпіричній брутто-формулі С3Н8, можна зобразити структурною формулою

Н Н Н | | |Н–С–С–С–Н | | | Н Н НОднак доцільніше і зручніше користуватися раціональними, тобто скороченими

структурними формулами, в яких зазначають тільки зв’язки між атомами Карбону та міжКарбоном і гетероатомом; зв’язки між атомами Карбону і Гідрогену не показують, а простоприписують символ Гідрогену поруч із символом Карбону, наприклад:

СН3–СН2–СН3, СН3–СН2–ОН.

Розділ 3 131

Для тих органічних сполук, які мають розгалужену будову, інколи допускається така формазапису скороченої структурної формули, при якій бокові ланцюги записуються у дужках післясполученого з ними атома С, наприклад:

Раціональні структурні формули циклічних сполук зображують багатокутниками ізвідповідною кількістю кутів. Наприклад, структуру циклобутану С4Н8, замкнутий ланцюг якогомістить чотири атома С, показують за допомогою квадрата:

Циклобутан

3. Властивості органічних сполук залежать не тільки від якісного і кількісного складу, але івід хімічної будови їх молекул.

Це положення найбільш наочно ілюструється при співставленні будови і властивостей ізомерів.Наприклад, відомі дві різні речовини складу С2Н6О з однаковою молекулярною масою (46а.о.м.),які відрізняються послідовністю сполучення атомів, фізичними і хімічними властивостями:етиловий спирт (рідина, Ткип=78оС) і диметиловий етер (газ, Ткип= –24оС), різна будова якихвідображається структурними формулами:

СН3–СН2–ОН СН3–О–СН3Етиловий спирт Диметиловий етер

4. В молекулах існує взаємний вплив атомів – як тих, що сполучені хімічними зв’язкамибезпосередньо один із одним, так і тих, що розділені проміжними атомами чи атомнимигрупами.

Для прикладу розглянемо властивості атома Гідрогену в сполуках: метані СН4, воді Н2О,амоніаку NН3, Натрій гідроксиді NaОН. Умовно виділимо один атом Гідрогену в кожній сполуці:метан Н–СН3, вода Н–ОН, амоніак Н–NН2, Натрій гідроксид Н–ОNa. Якщо порівняти відношеннявиділених атомів Гідрогену до металів, кислот, лугів та представників інших класів, зрозуміло,що вони поводять себе в хімічних реакціях протилежним чином завдяки впливу сполучених зними атомних груп.

5. Хімічна будова речовини встановлюється при вивченні її хімічних перетворень і, навпаки,на основі хімічної будови сполуки можна визначити її властивості.

Теорія будови органічних сполук Бутлерова стала логічно завершеною науковою основою

органічної хімії. Вона не тільки пояснила вже відомі на той час факти, але і дозволилапрогнозувати існування нових органічних речовин.

І.4 Класифікація органічних сполук

Надзвичайно велику кількість органічних сполук вдалося вивчити лише базуючись на їхкласифікації, тобто на віднесенні кожної окремої речовини до певного класу чи типу занаявністю в її будові та властивостях характерних родових ознак, притаманних данній групісполук.

При класифікації органічних сполук за основу беруть три найважливіші ознаки.

1. Будова карбонового скелету, за якою органічні сполуки поділяються на такі групи:

– ациклічні, або аліфатичні сполуки, ознакою яких є незамкнутий карбоновий ланцюг нормальноїчи розгалуженої структури, наприклад, незамкнутий ланцюг із чотирьох атомів Карбону:

СН3–СН2–СН2–СН3 СН3–СН–СН3Бутан ? ІзобутанСН3

карбоциклічні сполуки, в яких карбоновий скелет утворює цикл (кільце), наприклад,

замкнутий ланцюг із шісти атомів Карбону:

Циклогексан Бензен– гетероциклічні сполуки, які містять у циклі атоми не тільки Карбону, але й інших елементів

(Нітрогену, Оксигену, Сульфуру), наприклад:

Пірол Фуран Тіофен

Ізохінолін Пурин 2. Характер зв’язків між атомами Карбону. Атоми Карбону здатні сполучатися між собою

ковалентними зв’язками різної кратності, залежно від чого органічні сполуки поділяються наряди:

– насичені, або граничні, в яких між атомами Карбону утворюються прості (одинарні)ковалентні σ-зв’язки С–С;

– ненасичені, у карбоноввих ланцюгах яких містяться подвійні (С=С) чи потрійні (С≡С) зв’язки,наприклад,

СН2=СН2 СН≡СНЕтилен Ацетилен3. Наявність у молекулі певних функціональних груп. Функціональна група – це атом чи група атомів, що має невуглеводневу природу і надає

Розділ 3 132

речовині певних властивостей, специфічних для даного класу органічних сполук. Залежно від кількості та характеру функціональних груп органічні сполуки бувають такими:– монофункціональні, до складу яких входить лише одна функціональна група, наприклад,

метанол СН3–ОН;– поліфукціональні, які містять декілька однакових функціональних груп, наприклад, гліцерин

НО–СН2–СН(ОН) –СН2–ОН;– гетерофукціональні, що мають у своєму складі дві чи більше різних функціональних груп,

наприклад, амінокислота гліцин NН2–СН2–СООН.У моно- і поліфункціональних сполуках природа функціональної групи в молекулі визначає

належність речовини до конкретного класу. Наприклад, метанол, молекула якого містить однугідроксильну групу ОН, належить до класу одноатомних спиртів, а поліфункціональний гліцерин,в якому таких груп три, – до багатоатомних спиртів.

У випадку гетерофункціональних сполук належність до певного класу визначається заприродою характеристичної групи.

Характеристична група – це старша функціональна група, яка визначає належність даної

гетерофункціональної сполуки до певного класу і відображається у назві речовини. Наприклад, у молекулі гліцину міститься дві функціональні групи – карбоксильна СООН і аміно

NH2, серед яких старшою є саме карбоксильна група, тому ця речовина належить до кислот.Зрозуміло, що в моно- чи поліфункціональних сполуках єдина функціональна група одночаснобуде і характеристичною.

Перелік функціональних груп у порядку зменшення їх старшинства наведений у табл. І.4.

І.5 Номенклатура органічних сполук

Номенклатура – це сукупність термінів і система правил, відповідно до яких утворюютьсяназви органічних сполук.

В органічній хімії найчастіше використовують дві номенклатури: систематичну і тривіальну.Систематична номенклатура об’єднує назви органічних сполук, побудовані згідно із

загальними правилами, застосування яких вимагає знайомства з певними поняттями:родопочаткова структура, замісник, вуглеводневий радикал тощо – їх буде розглянуто дещопіздніше.

Тривіальна номенклатура (від лат. trivialis – звичайний) – це історично складені назви, щовказують на джерела добування органічних речовин чи на яскраві риси їх властивостей,наприклад, сечовину вперше було виділено із сечі; у назвах глюкози, гліцину, гліцерину (відгрецького корня glycys – солодкий), відображається спільна властивість цих сполук – солодкийсмак. Тривіальна номенклатура особливо поширена серед природних речовин (амінокислот,вуглеводів, алкалоїдів, стероїдів, гормонів), однак користуватися нею доречно тільки прививченні окремих сполук чи їх невеликих рядів.

А при розгляданні величезної сукупності різних класів органічних речовин необхіднаоб’єднувальна міжнародна система назв, якою стала номенклатура IUPAC (IUPAC – Міжнароднийсоюз теоретичної та прикладної хімії). Слід відмітити, що назви для складних за структуроюсполук відповідно до правил IUPAC іноді бувають надзвичайно громіздкими, тому для спрощеннядопускається використання тривіальної номенклатури.

Згідно із положеннями IUPAC для утворення назви розроблено вісім способів, аленайвідомішими є чотири з них.

1. Замісниковий, в якому основою назви найчастіше є відповідний вуглеводень, а всі інші

фрагменті у структурі молекули розглядаються як замісники атомів Гідрогену, наприклад:С6Н5–Br СН3–NН2.Бромбензен Амінометан2 . Сполучальний, згідно із яким назва складається з декількох рівноправних частин,

наприклад:С6Н5–С6Н5 СН2=СН–СН=СН2.Дифеніл Дивініл3. Радикально-функціональний, при якому до назви радикалу додається назва

функціональної групи; цей варіант номенклатури IUPAC найчастіше вживають для спиртів,галогенопохідних і простих етерів; для деяких класів органічних сполук вона не годиться.Наприклад:

СН2=СН–Сl С2Н5–NН2.Вінілхлорид Етиламін4. Замінювальний – для сполук, що містять гетероатоми в аліфатичному чи циклічному

ланцюгу. Перша частина назви вказує на гетероатом, який за цим способом IUPAC називаютьтак: N – аза, O – окса, S – т іа, P – фосфа. А друга частина є назвою відповідного вуглеводню,якщо виходити з припущення, що сполука містить тільки атоми Карбону. Цифри перед назвоювказують на номери атомів Карбону, що були замінені гетероатомами, наприклад:

.

І.5.1 Замісникова номенклатура

Незважаючи на великий вибір способів IUPAC, найбільш зручною є замісникова номенклатура,для застосування якої необхідно знати назви родопочаткових структур і замісників.

Родопочаткова структура – це основа будови молекули, від корня назви якої утворюється

назва сполуки. Наприклад, етан СН3–СН3, що містить два атоми Карбону, є родопочатковою структурою для

етанової кислоти СН3–СООН, ланцюг якої складається теж із двох атомів Карбону. Тобтоетанову кислоту СН3–СООН можна розглядати як похідне етану

СН3–СН3, в якому два атоми Гідрогену в групі СН3 заміщені на атом О, а третій атом Гідрогену– на групу ОН. У свою чергу етанова кислота СН3–СООН є родопочатковою структурою дляаміноетанової кислоти NH2–СН2–СООН, що утворюється шляхом заміщення атома Н в групі СН3на функціональну аміногрупу NH2.

Родопочатковою структурою для аліфатичних (незамкнутих) вуглеводнів вважаєтьсяголовний карбоновий ланцюг, а для карбо- і гетероциклічних сполук – цикл. Назви більшостіголовних карбоноввих ланцюгів і циклів формуються на основі номенклатури алканів – насиченихаліфатичних вуглеводнів (табл. І.2).

Таблиця І.2 – Назви алканів – насичених аліфатичних вуглеводнів нормальної (нерозгалуженої)

будови відповідно до замісникової номенклатури UPAC

Розділ 3 133

Склад Кількість атомів Карбону НазваСН4 1 МетанС2Н6 2 ЕтанС3Н8 3 ПропанС4Н10 4 БутанС5Н12 5 ПентанС6Н14 6 ГексанС7Н16 7 ГептанС8Н18 8 ОктанС9Н20 9 НонанС4Н10 10 ДеканС11Н24 11 УндеканС12Н26 12 ДодеканС20Н42 20 ЕйкозанС30Н62 30 ТриаконтанС40Н82 40 ТетраконтанС100Н202 100 Гектан

При утворюванні назви ненасиченого вуглеводня, суфікс -ан замінюють на -ен (чи -єн) длясполук, що містять подвійний зв’язок, чи на -ин (-ін) для сполук з потрійним зв’язком: етан СН3–СН3, етен СН2=СН2, етин СН≡СН. У назвах сполук з більш довгим ланцюгом після суфікса (черездефіс) необхідно вказувати локант.

Локант – це номер атома Карбону, від якого починається кратний зв’язок, чи номер атома

Карбону, сполученого із замісником.Наприклад, положення подвійного зв’язку у вуглеводнях складу С4Н8 вказується цифрой, яка

позначає номер атома Карбону, через дефіс до назви або після неї:СН3–СН=СН–СН3,СН2=СН–СН2–СН3.Бутен-2 Бутен-1(2-Бутен) (1-Бутен)При наявності двох чи декількох кратних зв’язків, застосовують множувальні частки.Множувальними називаються частки (ди-, три-, тетра-, пента- та ін.), за допомогою яких

позначають кількість кратних зв’язків чи замісників. Використовуючи множувальні частки, необхідно приводити і відповідну кількість локантів:СН2=СН–СН=СН2, СН2=СН–СН=СН–СН=СН–СН3.Бутадієн-1,3 Гептатриєн-1,3,5Обов’язково слід звернути увагу на те, що у родопочаткових назвах ненасичених вуглеводнів

з декількома подвійними зв’язками остання буква зникає: не бутандієн, а батадієн.У тому випадку, коли сполука містить одночасно зв’язки різної кратності, у назві спочатку

зазначають подвійний, а потім – потрійний. При цьому, якщо обидва кратні зв’язки знаходятьсяна однакових відстанях від країв карбонового ланцюгу, атоми Карбону нумерують таким чином,щоб подвійний зв’язок одержав найменший номер. Якщо ж потріний зв’язок разташованийближче до краю, то нумерацію починають з найближчого до нього боку, але у назві все односпочатку вказують подвійний зв’язок, наприклад:

Назви карбоциклічних вуглеводнів теж будуються на основі номенклатури аліфатичних

вуглеводнів (з т ією ж кількістю атомів Карбону в основному ланцюгу) при додаванні префіксацикло- та з урахуванням кратних зв’язків, наприклад:

Циклобутан Циклопентадієн-1,3 В ароматичних вуглеводнях, головним фрагментом молекул яких є бензенове кільце С6Н6,

родопочатковою структурою вважається бензен (стара назва – бензол). Однак деякіпредставники ароматичних сполук мають настільки розповсюджені тривіальні назви, що вонивже офіційно закріплені правилами IUPAC, наприклад:

Бензен Толуен Фенол Бензойна Анілін(бензол) кислота(С6Н6) (С6Н5–СН3) (С6Н5–ОН) (С6Н5–СООН) (С6Н5–NН2) Як видно із порівняння приведених структур та емпиричних формул, всі сполуки, крім самого

бензену, мають бокові розгалуження, тобто містять замісники. Замісник – це будь-який атом чи група атомів, які заміщують атом Гідрогену в

родопочатковій структурі. У якості замісника може виступати вуглеводневий радикал чи функціональна група. Вуглеводневим радикалом називається залишок молекули вуглеводню, який містить на

один чи декілька атомів Гідрогену менше, ніж у вихідній молекулі. Залежно від кількості втрачених атомів Гідрогену, вуглеводневі радикали можуть бути

одновалентними і двохвалентними.Насичені одновалентні радикали мають загальну назву алкіли (позначаються Alk чи R). Назви

одновалентних насичених радикалів утворюються шляхом заміни у назві вихідного алканасуфікса -ан на -ил (-іл), наприклад: радикали метил СН3–, єтил

СН3–СН2–, які походять відповідно від алканів метану СН4 і етану С2Н6.

Розділ 3 134

Назви одновалентних радикалів, утворених із ненасичених аліфатичних вуглеводів,складаються із назви вихідного вуглеводню, до якого додається закічення -ил (-іл); при цьомувказують положення (локант) кратного звязку, а нумерацію починають від атома Карбону звільною валентністю, наприклад:

Інколи для деяких з них використовують спеціальні назви: вініл, аліл (табл. І.3).Загальна назва ароматичних радикалів – арили (позначаються символом Ar). Серед них

найважливішими є феніл С6Н5–, бензил С6Н5–СН2– і три ізомери (залежно від положенняметильної групи відносно атома Карбону з вільною валентністю: орто- , мета- , пара-) з назвоютоліл, або толуїл СН3–С6Н4–:

Орто-толіл Мета-толіл Пара-толілДля називання розгалужених радикалів вживаються додаткові префікси (ізо-, втор-, трет-),

які визначаються особливостями будови атома Карбону з вільною валентністю: у випадку йогосполучення лише з одним іншим атомом Карбону, він вважається первинним, з двома сусіднімиатомами Карбону – вторинним, з трьома – третинним і з чотирма – четвертинним:

�СН3–... ...–СН2–... ... –СН–... ... –С–...� �Первинний Вторинний Третинний Четвертинний У назвах двохвалентних вуглеводневих радикалів використовується додатковий суфікс -

иліден (-іліден), якщо атоми Гідрогену відщеплені від одного і того ж атома Карбону (виняткомє назва двохвалентного радикалу метилену СН=):

СН3–СН=, СН2=С=, С6Н5–СН=.Етиліден Вініліден Бензиліден Таблиця І.3 – Номенклатура одновалентних вуглеводневих радикалів

Вуглеводень Радикал Вуглеводень Радикал

СН4 Метан СН3– Метил СН2=СН2 Етен СН2=СН–Етеніл(Вініл)

С2Н6 Етан С2Н5– Етил(ацетилен)

СН≡СН Етин(етилен) СН≡СН–Етиніл

С3Н8 ПропанСН3–СН2–СН2– Пропіл

СН3–СН–СН3�Ізопропил

СН3–СН=СН2Пропан

СН3–СН=СН–ПропенілСН2=СН–СН2–Аліл

С4Н10 Бутан

СН3–(СН2)2–СН2–н-БутилСН3–СН2–СН–СН3�ВторбутилСН3–СН–СН2–�СН3ІзобутилСН3‌‌‌�СН3–С–�СН3Третбутил

С6Н6Бензен

С6Н5–Феніл

Як вже згадувалося, до іншого типу замісників належать функціональні групи (табл. І.4),

старша з яких є характеристичною і визначає клас органічної сполуки. Наявність функціональноїгрупи відображається у назві за допомогою префіксів чи суфіксів. Деякі групи позначаютьсятільки префіксами (галогени, нітро, алкокси), але для більшості існують як префікси, так ісуфікси. У гетерофункціональних сполуках лише одна група – старша – позначається суфіксом, авсі інші виносяться на початок назви у вигляді префіксів і перелічуються в алфавитномупорядку.

Таблиця І.4 – Функціональні групи (у порядку зменшення старшості)

Група Назва групи Префікс Суфікс Клас сполук

– (С)ООН*–СООН Карбоксильна -

Карбокси--ова кислота,

-карбоновакислота

Карбонові кислоти

–SO3H Сульфогрупа Сульфо- -сульфонова кислота Сульфонові кислоти– (С)ООМ*

––(С)ООR*

КарбоксильнаЕстерна

-оат катіона М+-оат**

Солі карбонових кислотЕстери (складні

ефіри)

– (С)Н=О* Карбонільна Оксо- -аль Альдегіди–СН=О Карбонільна Формил- -карбальдегід Альдегіди=(C)=O*

=С=О Карбонільна Оксо-Оксо-

-он- Кетони

–OH Гідроксильна Гідрокси-*** -ол,-фенол

Спирти,феноли

–NH2 Аміногрупа Аміно- -амін Аміносполуки–NO2 Нітрогрупа Нітро- - Нітросполуки–OR Алкоксильна Алкокси- - Прості етери–F, –Cl, –Br, –I

(–Hal)Галогени

Фтор-, хлор-,Бром-,

йод-- Галогенопохідні

*Атом Карбону в дужках входить до складу головного ланцюгу, саме з нього розпочинаєтьсянумерація.

І.5.2 Утворення назв органічних сполук

Розділ 3 135

згідно із замісниковою номенклатурою IUPAC

Отже, із основних положень замісникового способу номенклатури IUPAC випливає такийалгоритм у послідовності при складанні назв органічних сполук:

1. Встановлюють старшу характеристичну групу, оскільки саме вона зумовлює подальшийвибір родопочаткової структури та її нумерацію. Наприклад, у сполуці, будова якої виражаєтьсяструктурною формулою

міститься чотири функціональні групи (–CH=O, –Cl, –NH2, –OH). Але старшою з них єкарбонільна група –СН=О, тому нумерація ланцюгу починається з неї і саме вона будевважатися основою назви родопочаткової структури: гептаналь.

2. Визначають родопочаткову структуру – головний аліфатичний ланцюг чи циклічну

систему. Для обрання родопочаткової структури керуються такими критеріями (у порядкузменшення їх питомої ваги):

– найбільша кількість функціональних груп;– найбільша кількість кратних зв’язків;– найбільша довжина карбонового ланцюгу – саме кількість атомів Карбону є основою назви

родопочаткової структури;– найбільша кількість вуглеводневих радикалів.Для карбоциклічних, гетероциклічних і ароматичних сполук родопочатковою структурою є

цикл. Якщо сполука містить одночасно і відкритий ланцюг, і цикл, за родопочаткову структурувважається та частина, в якій міститься старша характеристична група. Для прикладупорівняємо структуру двох сполук, до складу яких входить бензенове кільце:

Однак у першому випадку родопочатковою структурою є боковий ланцюг, оскільки вінмістить три замісники (один фенільний радикал –С6Н5 і дві гідроксогрупи –ОН), а другому – цикл(бензенове кільце) з двома замісниками.

1. 3. Нумерують атоми Карбону у складі родопочаткової структури, починаючи від старшоїхарактеристичної групи. Якщо це правило не дозволяє однозначно вибрати напрямокнумерації, то ланцюг нумерують таким чином, щоб замісники чи кратні зв’язки одержалинайменші номери.

2. 4. В алфавитному порядку називають ті замісники, що позначаються префіксами, ізпопереднім вказанням їх локантів. При наявності декількох однакових замісниківкористуються множувальними префіксами (множувальні префікси не входять в алфавитнупослідовність), а цифри-локанти повторюється стільки разів, скільки є замісників. Цифризаписують перед префіксами і після суфіксів. При цьому цифри одна від одноїрозділяються комою, а цифра від букви – дефісом, наприклад: 2,2,3-триметил..., 3,4-дибром-1,1,1-трихлор....

3. 5. Називають родопочаткову структуру, з урахуванням відповідних суфіксів (дляпозначення характеру і кратності зв’язків, а також природи старшої характеристичноїгрупи) з множувальними частками; після суфіксів через дефіс записують цифри-локанти,кількість яких повинна відповідати множувальним часткам, наприклад: ...триєн-1,3,5-ін-8,...триол-1,2,3.

Приклад 1. Перевірити правильність нумерації головного ланцюгу і назвати вуглеводень:

Розв’язок. Нумерація приведена невірно, оскільки порушені критерії, згідно із якими головнимвважається найдовший карбоноввий ланцюг. Тому метильну групу СН3–, сполучену з першиматомом С, і етильну групу С2Н5–, сполучену із другим від краю атомом Карбону, необхіднорозглядати не як радикал, а як продовження основного ланцюгу. Отже, наочніше переписатизапропоновану структурну формулу, розвернувши її таким чином, щоб було видно самий довгийланцюг, який містить сім атомів С (що відповідає гептану) і два метильні радикали. Тодінумерація починається з того боку, до якого найближчим є один із радикалів:

Приклад 2. Назвати сполуку, будова якої виражається структурною формулою

Розв’язок. Із структурної формули видно, що сполука належить до аліфатичних (оскільки маєнезамкнутий ланцюг), ненасичених (оскільки містить кратні зв’язки – подвійний і потрійний),розгалужених вуглеводнів. Головний ланцюг складається із пяти атомів Карбону, що відповідаєалкану з назвою пентан. Однак наявність кратних звязків вимагає змінення суфікса -ан на -ен ідодавання ще одного суфікса -ін для позначення відповідно подвійного і потрійного зв’язків:пентенін. Далі, щоб визначити локанти, необхідно пронумерувати головний ланцюг, починаючивід потрійного зв’язку (оскільки саме він знаходиться у крайньому положенні), і перед назвоюголовного ланцюгу поставити як префікс назву бокового радикалу:

Приклад 3. Назвати сполуку, будова якої виражається структурною формулою

Розв’язок. Ця сполука містить чотири замісники, два з яких є вуглеводневими радикалами(алкільний метил –CH3 і арильний феніл –C6H5), а два інші (–NH2, –CH=O) – функціональнимигрупами. Згідно із порядком старшинства характеристичною буде карбонільна група –СН=О,тому вона визначає належність сполуки до альдегідів і відображається у назві за допомогою

Розділ 3 136

суфікса -аль; з неї необхідно починати нумерацію атомів Карбону. Назву другої функціональноїгрупи – аміногрупи NH2 – разом із назвами радикалів у алфавітному порядку слід віднести упрефікс, зазначивши перед ними локантні номери атомів Карбону. Загальна кількість атомівКарбону в ланцюгу – 6 – відповідає насиченому аліфатичному вуглеводню з нерозгалуженоюструктурою – гексану, але наявність подвійних зв’язків вимагає заміни суфікса -ан на -єн.Однак, у випадку двох, трьох чи більше подвійних зв’язків формування назв має невеликийнюанс, який полягає в тому, що заміняють не весь суфікс -ан, а тільки останню букву (-н) у назвіалкана з додаванням множувальної частки (для даної сполуки – -ди), за кількістю подвійнихзв’язків. Отже, узагальнюючи всі міркування, одержимо кінцевий варіант назви запропонованоїструктури:

Приклад 4. Дати систематичні назви таким кислотам: а) сорбінова; б) щавлева; в) α-аланін;

г) саліцилова; д) олеїнова; е) лимонна. Привести необхідні пояснення. Розв’язок. а) Сорбінова кислота має нерозгалужений карбоноввий ланцюг із шісти атомів

Карбону, карбосильну групу –СООН і два подвійні звязки: між атомами С-2 і С-3 та між С-4 і С-5.Кількість атомів С зумовлює корінь назви – гексан, карбоксильна група дає закінченняродопочаткової структури -ова кислота, наявність подвійних зв’язків зазначається суфіксом -єн,а їх кількість – множувальною часткою ди. Отже, систематична назва сорбінової кислоти будетакою:

6 5 4 3 2 1СН3–СН=СН–СН=СН–СООНГексадієн-2,4-ова кислота б) До складу щавлевої кислоти входять два атоми Карбону, але на відміну від оцтової

(етанової) кислоти СН3СООН вона належить до двохосновних (дикарбонових) кислот. Отже,кожний атом С одночасно є і основою ланцюгу і центром характеристичної групи. Тому передвідповідним префіксом неохідно поставити множувальну частку ди:

НООС–СООНЕтандиова кислота в) α-Аланін – це одноосновна аліфатична насичена амінокислота, молекула якої містить три

атоми Карбону (один з них входить до складу старшої характеристичної групи СООН) іфункціональну аміногрупу, сполучену з С-2:

2-Амінопропанова кислота г) В основі будови саліцилової кислоти лежить структура бензену, в якому один із атомів

Гідрогену заміщений карбоксильною групою –СООН, а сусідній – гідроксильною групою –ОН.Оскільки старшою є карбоксильна група, то родопочатковою назвою буде бензойна кислота, аназва гідроксильної групи разом із локантом повинна виноситися у префікс:

2-Гідроксибензойна кислота д) Молекула олеїнової кислоти має нерозгалужений аліфатичний ланцюг із 18 атомів Карбону,

що дає корінь родопочаткової назви – октадекан. Перший атом Карбону входить до складустаршої характеристичної групи –СООН, тому до родопочаткової назви додається закінчення-ова кислота. Карбоновий ланцюг містить один подвійний зв’язок між атомами С-9 і С-10, щовизначає зміну суфіксу -ан у родопочатковій назві на -ен. Однак латинська граматика вимагаєодночасну заміну звука к на ц: октадецен-9-ова кислота.

Олеїнова кислота належить до просторових цис-ізомерів. (Нагадаємо, що особливостіструктури просторових геометричних ізомерів зумовлюються типом sp2-гібридизації атомів Спри подвійному зв’язку і виявляються в існуванні цис-ізомерів, в яких продовження ланцюгу відподвійного зв’язку розміщується по один бік відносно нього, і транс-ізомерів, в яких ланцюгрозміщується по обидва боки відносно подвійного зв’язку). Для наголошення того, що атоми С-9і С-10 не просто сполучені кратним зв’язком, але і визначають вид ізомерії, цифра-локантпереноситься на початок назви. Підсумовуючи всі моменти, одержуємо систематичну назвуолеїнової кислоти:

Для порівняння доречно привести структуру геометричного ізомеру олеїнової кислоти –формулу елаїдинової кислоти:

е) Лимонна кислота є прикладом триосновної (трикарбонової) органічної кислоти, молекула

якої складається із шісти атомів С. Оскільки три атоми Карбону трьох карбоксильних груп неможуть входити до складу головного ланцюгу, одна група –СООН розглядається як замісникатома Н при С-3, тому її назва відображається за допомогою префіксу карбокси-. Крім того,лимонна кислота містить ще гідроксильну групу –ОН, назва якої теж виноситься у префікс:

Поряд із розглянутим способом утворення назв багатоосновних (полікарбонових) кислот урамках методів IUPAC користуються й іншим підходом. Із цих позицій атоми С всіх трьохкарбоксильних груп до нумерації родопочаткової структури не включаються, а вважаютьсязамісниками атомів Н у відповідному вуглеводні – у випадку лимонної кислоти такимвуглеводнем є пропан. Для кращого розуміння структурну формулу лимонної кислоти зручнішезобразити іншим чином. Тоді з урахуванням замісників повна назва лимонної кислоти буде такою:

Розділ 3 137

Приклад 5. Скласти структурні формули і дати назви таким похідним карбонових кислот: а)

натрієва сіль оцтової кислоти; б) етиловий естер стеаринової кислоти; в) ангідридпальмітинової кислоти; г) хлорангідрид мурашиної кислоти; д) амід масляної кислоти;

е) α-дихлорзаміщена пропіонова кислота.Розв’язок. а) Оцтова – це тривіальна назва насиченої одноосновної (монокарбонової)

кислоти, молекула якої складається із двох атомів Карбону; при цьому один із атомів С входитьдо складу характеристичної карбоксильної групи –СООН. Загальна кількість атомів С визначаєкорінь (етан), а характеристична група – суфікс систематичної назви:

Натрієва сіль оцтової кислоти має тривіальну назву Натрій ацетат. За систематичноюміжнародною номенклатурою IUPAC до кореня назви родопочаткової структури – етан –додають закінчення -оат, а метал називають першим:

б) Оскільки стеаринова кислота С17Н35СООН має нерозгалужений насичений ланцюг із 18

атомів Карбону і систематичну назву октадеканова, то родопочатковою назвою для солей таестерів (складних ефірів) буде октадеканоат, перед якою необхідно назвати відповіднийрадикал – етил:

в) Ангідрид можно разглядати як сполучення ацильного і карбоксилатного залишків

карбонової кислоти:

Для зображення структури ангідриду пальмітинової (гексадеканової) кислоти звичайновикористовують дві типові форми, а називають як за систематичною, так і за тривіальноюноменклатурою. При цьому назви походять від назв відповідних кислот при замінюванні словакислота на ангідрид:

г) Систематичні назви галогенангідрідів утворюються від назв родопочаткової структури,яким вважається карбоноввий ланцюг відповідної кислоти, при додаванні до її кореня суфікса -оіл та назви галогеніду. Мурашина кислота за номенклатурою IUPAC називається метановою, абудь-який її галогенангідрид – метаноілгалогенідом. З іншого боку, виходячи із тривіальноїназви ацилу мурашиної кислоти – форміл (від лат. formica - мурах), утворюються і тривіальніназви галогенангідрідів:

д) Масляна – це тривіальна назва бутанової кислоти СН3–СН2–СН2–СООН, а систематична

назва її аміда склається із кореня родопочаткової назви бутан, до якого додають суфікс -оіламід. Ураховуючи, що тривіальні назви ацильного і карбоксилатного залишків масляної килоти– бутироіл і бутират, можна привести одночасно не тільки систематичну, але і тривіальну назвуаміда масляної кислоти:

е) α-Дихлорзаміщена пропіонова кислота – це пропанова кислота, в якій два атоми Гідрогену

при С-2 заміщені атомами Хлору:

Приклад 6. Навести структурні формули таких речовин: а) 4,4-диметилгексин-5-ол-1 і 2-

гідрокси-4,4-диметилгексин-5-аль; б) гексадієн-3,5-нітрил і 2-цианогексадієн-3,5-ова кислота; в)4-гідроксибензальдегід і 4-гідроксиметилфенол. Дати необхідні пояснення.

Розв’язок. а) Як видно із родопочаткових назв 4,4-диметилгексин-5-ол-1 і 2-гідрокси-4,4-диметилгексин-5-аль (корінь гекс), карбоноввий ланцюг обох сполук складається із шісти атомівКарбону і має потрійний зв’язок (суфікс -ин) між атомами С-5 і С-6:

Обидві сполуки містять замісники – метильні радикали (–СН3) поруч з атомом С-4:

Але виходячи із додаткових суфіксів, які вказують на старші функціональні групи, першасполука належить до спиртів (на що вказує суфікс -ол), а друга, незважаючи на наявністьгідроксильної групи біля С-2, – до альдегідів (суфікс -аль). Тому в структурній формулі першой

Розділ 3 138

сполуки гідроксильну групу (–ОН) необхідно приписати до С-1, а в другій – до С-2. Крім того, зурахуванням чотиривалентого стану атомів Карбону слід дописати певну кількість атомівГідрогену. Після цього одержимо:

б) У сполуках гексадієн-3,5-нітрил і 2-цианогексадієн-3,5-ова кислота головні ланцюги тежскладаються із шісти атомів С, але на відміну від попередніх вони мають по два подвійнихзв’язки (-дієн):

Обидві сполуки містять цианогрупу (C≡N), однак у гексадієн-3,5-нітрилі вона є старшою, зякої починається нумерація ланцюгу і відображається у закінченні назви. А в 2-цианогексадієн-3,5-овій кислоті старшою є карбоксильна група –СООН, тому назва цианогрупи виноситься упрефікс. Отже, структурні формули заданих сполук будуть такими:

в) В основі наступних сполук (4-гідроксибензальдегід і 4-гідроксиметилфенол) лежитьбензенове кільце, але як випливає із їх назв, родопочатковою структурою першої єбензальдегід, а другої – фенол:

Бензальдегід ФенолНумерація атомів С бензенового кільця починається від старшої характеристичної групи, а в

положенні С-4 містяться відповідні замісники (гідроксильна група –ОН і гідроксиметильна групаНО–СН2–):

4-Гідроксибензальдегід 4-Гідроксиметилфенол

І.6 Загальна характеристика органічних реакцій

І.6.1 Особливості органічних реакцій

Реакції між органічними сполуками підкоряються практично тим же самим законам, що іреакції неорганічних речовин, однак у той же час мають деякі свої специфічні особливості.

1. В неорганічних реакціях, особливо тих, що протікають у розчинах чи розплавах,найчастіше беруть участь йони, а у взаємодії органічних сполук – переважно молекули; прицьому відбувається розрив старих ковалентних зв’язків і утворення нових.

2. Неорганічні реакції звичайно протікають швидко, інколи миттєво, а взаємодія міжорганічними сполуками відбувається повільно, іноді десятки годин; для їх успішногозавершення практично завжди необхідно застосовувати жорсткі умови: підвищенітемператури, тиск, випромінювання, каталізатори.

3. Неорганічні реакції протікають до повного витрачання вихідних реагентів (необоротніпроцеси) чи до досягнення стану рівноваги (оборотні процеси), а органічні реакції рідкозакінчуються високим виходом продуктів: у більшості випадків він не перебільшує 40-50%.

Вихід реакції – це частка реально одержаного продукту від теоретично розрахованого;виражається у частках одиниці чи у відсотках

mпракт νпракт Vпрактη = --------- = --------; для газів η = ------.mтеор νтеор Vтеор

4. В органічних реакціях як правило спостерігається паралельний перебіг декількох процесів,внаслідок чого одержують суміш ізомерів чи певну кількість побічних продуктів. З цієїпричини не завжди доцільно користуватися стехіометричними рівняннями реакції, яківиражають кількісні співвідношення між вихідними речовинами і продуктами. В органічнійхімії частіше звертаються до схем, де зазначають вихідні речовини і основний продукт,без урахування коефіцієнтів, наприклад, схема нітрування толуолу:

Розділ 3 139

Толуол о-Нітротолуол n-НітротолуолРівняння реакції для цього випадку можна записати так:

Необхідно уточнити, що в органічній хімії поряд із терміном „вихідні речовини” розповсюджені

й інші: субстрат (основна речовина, реакційна здатність якої вивчається в даній реакції) іреагент – сполука, якою діють на субстрат для дослідження його властивостей. Однак привзаємодії рівноправних партнерів поняття субстрату і реагенту втрачають зміст.

І.6.2 Класифікація органічних реакцій

Класифікація органічних реакцій полягає у віднесенні кожної реакції за певною ознакою доякоїсь групи. Оскільки будь-яку реакцію можна охарактеризувати з різних позицій, то ікласифікацій існує достатньо багато.

I. За типом розриву хімічних зв’язків у вихідних частинках органічні реакції поділяються

на радикальні, йонні та узгоджені.1. Радикальні – це процеси, що супроводжуються гомолізом (гомолітичним розривом зв’язків),

при якому внаслідок руйнування спільної електронної пари кожна одержана частинка набуваєпо одному неспареному електрону, при цьому утворюються вільні радикали, формулу якихзаписують з крапкою:

A ׃ В → A∙ + ∙BВільним радикалом називається нейтральний атом чи частинка з неспареним електроном. Гомоліз, як правило, викликається внаслідок опромінювання (hν,УФ) чи високої температури в

газовій фазі. Прикладом радикальних реакцій є взаємодія алканів із хлором при опромінюваннярозсіяним світлом, пероксидне окиснення ліпідів, гідробромування алкенів у присутності Н2О2(ефект Харраша), а прикладами радикальних реагентів – вільні радикали Cl∙, HO∙, H3C∙. Не слідплутати поняття вуглеводевий радикал, яке застосовується лише у номенклатурному контекстіпри утворенні назв органічних сполук, з поняттям вільний радикал, яке характеризує реальноіснуючий фізичний об’єкт.

2. Йонні реакціі – це процеси, що супроводжуються гетеролізом, або гетеролітичнимрозривом ковалентних зв’язків, при якому спільна електронна пара залишається на одній ізчастинок. Внаслідок гетероліза утворюються заряджені частинки: нуклеофіл і електрофіл.

Нуклеофіл – це частинка, що має вільну електронну пару на зовнішньому рівні, яку може

надавати для утворення нового ковалентного зв’язку при взаємодії з тією ділянкою іншоїмолекули, де зосереджений ефективний позитивний заряд.

Нуклеофілом можуть виступати:– негативно заряджені аніони (H–, OH–, CN–, RS–, HOO–, RO–, C5H5O–);– електронейтральні молекули з неподіленими p- чи π-електронами (H2O׃ ,NHR2׃ ,NH2R׃ ,NH3׃ ,

CH2=CH2, CH≡CH, C6H6)– карбаніони, тобто частинки, в яких неподілена електронна пара перебуває на атомі

Карбону, наприклад, (CH3)2CH–. Карбаніони утворюються при гетеролітичному розриві полярнихзв’язків за схемою:

Електрофіл – це частинка із дефіцитом електронної густини (за рахунок неповністю

забудованих електронами валентних енергетичних рівнів), яка може надавати на утворенняковалентного зв’язку вільну орбіталь чи центр із зниженою електронною густиною.

Електрофілом можуть бути:– позитивно заряджені катіони (Н+, Br+, NO2+);– електронейтральні молекули з вільними валентними орбіталями (SO3, AlCl3, FeBr3);

карбкатіони – частинки з позитивним зарядом на атомі Карбону, наприклад, R3C+.Карбкатіони подібно до карбаніонам теж утворюються внаслідок гетеролізу:

.3. Узгоджені реакції (інколи їх називають ще молекулярними чи синхронними) – це процеси,

при яких руйнування старих зв’язків і утворення нових відбувається одночасно без участірадикальних чи йонних частинок, тобто спостерігається узгоджений розрив зв’язків.Наприклад, дієновий синтез Дільса-Альдера, що протікає при нагріванні чи опромінюваннівихідних речовин:

II. За структурною ознакою, або за кінцевим результатом, органічні реакціі поділяються на

Розділ 3 140

такі типи.1. Реакціі сполучення, які позначаються символом А (від англ. addition – додавання) і

додатково поділяються на певні групи залежно від механізму реакції. Так, якщо реагентом єелектрофільна частинка, то реакція проходить за механізмом нуклеофільного сполучення іпозначається АЕ, тобто поруч із символом А записують індекс Е. У випадку нуклеофільноїреагуючої частинки або вільного радикалу реакції відповідно проходять за механізмаминуклеофільно (АN) чи радикального (АR) сполучення. Реакції сполучення характерні дляненасичених вуглеводнів (AE, рідше – AR), альдегідів (AN) та інших класів органічних сполук.Наприклад:

2. Реакції заміщення (символ S від англ. substitution – заміщення), які в свою чергу залежно відприроди реагенту і механізму поділяються на такі види:

– радикальне заміщення SR

– електрофільне заміщення SE

– нуклеофільне заміщення SN

3. Реакції елімінування, або відщеплення (символ Е), при яких від молекули вихідної сполукивнаслідок розриву зв’язків відривається частинка, здатна до самостійного існування,наприклад:

4. Реакції перегрупування, в ході яких відбувається перехід (міграція) окремих атомів чиатомних груп від одних ділянок молекули до інших, наприклад, кето-єнольне перегрупуванняЕльтекова:

5. Реакції полімеризації, які можна вважати крайнім випадком реакцій сполучення, наприклад,

полімеризація етилену:

III. За зміною валентного стану атомів Карбону розглядають такі процеси:– реакції невалентних перетворень, при яких ступінь окиснення атомів Карбону не

змінюється;– окисно-відновні реакції, внаслідок яких відбувається змінення ступеня окиснення атомів

Карбону. Ці реакції мають свої особливості порівняно з неорганічними ОВР. По-перше,розглядають атом Карбону тільки в тому фрагменті молекули, який піддається перетворенню,не звертаючи уваги на інші; по-друге, вважається, що сума ступенів окиснення всіх атомів уданому фрагменті дорівнює нулю; по-третє, атомам інших елементів приписують такі ступеніокиснення: H+1, O–2, N–3, S–2, P–3. Складання рівнянь електронного балансу проводиться такимже чином, що і в неорганічних реакціях. Наприклад, окиснення стирену Калій перманганатом усульфатнокислому середовищі:

IV. За природою частинок, що приєднуються до органічної сполуки, чи відщеплюються віднеї, бувають такі реакції:

– гідрування, тобото прєднання водню (+Н2), і зворотній процес – дегідрування, відщепленняводню (–Н2). Гідруванню, яке протікає у жорстких умовах у присутності каталізаторів, піддаютьненасичені та циклічні вуглеводні, оксигенвмісні органічні речовини і нітросполукі – відносно нихчастіше вживають термін відновлення замість гідрування; наприклад:

Для дегідрування використовуються тіх ж самі каталізатори:

– галогенування (введеня в молекулу галогенів при взаємодії сполуки з Hal2, найчастіше, це

Вуглеводні 141

взаємодія з Cl2 і Br2) і дегалогенування, тобто відщеплення галогенів (–Hal2);– гідрогалогенування (+HHal, HCl, HBr,) і дегідрогалогенування (–HHal, HCl, HBr);– гідратація (+H2O) і дегідратація (–H2O);– сульфування (+SO3H);– нітрування (+NO2);– алкілування (+-CnH2n+1, у тому числі метилювання, тобто введення в молекулу метильної

групи -СН3);– ацилювання (введення R–CO– – ацильного залишку карбонової кислоти, який утворюється

при відщепленні від неї гідроксильної групи , в тому числі, формілювання – введення залишкуHCO– мурашиної (метанової) кислоти, ацетилювання – введення залишку CH3CO– оцтової(етанової) кислоти);

– карбонілювання – це найчастіше взаємодія алкенів із сумішшю СО+Н2, внаслідок чогоутворюється альдегід чи кетон, і декарбонілювання – відщеплення оксогрупи СН=О відальдегідів;

– карбоксилювання – введення карбоксильної групи –СООН при взаємодії алкенів з сумішшюСО+Н2О чи СО2+Н2, і декарбоксилювання – відщеплення від карбонових кислот та їх похіднихкарбоксильної групи -СООН чи просто –СОО-.

Необхідно відмітити, що в органічній хімії зустрічаються складні реакції, які неможливо

віднести до будь-якого з перелічених типів, наприклад, піроліз, крекінг, поліконденсація,електроліз карбоксилатів тощо. Однак більшість процесів піддається класифікації, що значнополегшує їх вивчення.

Вуглеводні

Вуглеводні. Алкани.Способи одержанняХімічні властивостіЗастосування алканівПриродні джерела вуглеводнів.Ненасичені вуглеводні. Алкени та алкіниЕтиленові вуглеводні – АлкениСпособи одержанняХімічні властивостіЗастосування.Ацетиленові вуглеводні - алкіниСпособи одержанняХімічні властивостіЗастосування.Ароматичні вуглеводні. АрениСпособи одержанняХімічні властивості

Вуглеводні. Алкани.Вуглеводні - це найпростіші за якісним та кількісним складом органічні сполуки, молекули якихскладаються з атомів Карбону та Гідрогену. Залежно від природи зв’язків і співвідношення міжкількістю атомів Карбону та Гідрогену розрізняють насичені та ненасичені вуглеводні.

Алкани - насичені вуглеводні з незамкнутим ланцюгом, склад яких виражається загальноюформулою СnH2n+2

В алканах зв’язки С−С і С−Н одинарні, міцні σ - зв’язки. Атом Карбону в алканах знаходиться взбудженому стані при якому один s–електрон переходить на вільну р - орбіталь. При цьому всічотири валентні електрони атому Карбону стають непарними і можуть приймати участь вутворенні хімічного зв'язку. Будову електронної оболонки атому Карбону в нормальному ізбудженому стані можна зобразити схемою:

Одночасно відбувається зміна форми орбіталей: одна сферична – s і три гантелеподібні – рзмінюються і набувають форми неправильних вісімок, що розташовуються в просторі під кутом109?28′як показано на малюнку:

Процес зміни форми електронних хмарин називають гібридизацією. У зв’язку з тим, що валканах в атомі Карбону форму змінюють одна s і три р – орбіталі, тому такий тип гібридизаціїназивають sp3 – гібридизація. У результаті перекривання чотирьох гібридних орбіталей атомаКарбону з s – орбіталями атомів Гідрогену утворюється міцна молекула метану у виглядітетраедра.

Загальна характеристика насичених вуглеводнів – алканів:Типгібридизації

Типизв’язків

Загальнаформула

Кут між атомамиКарбону

Довжина зв’язку С– С

sp3 π-зв’язок СnH2n+2 109028 0,154нмОкремі представники гомологічного ряду насичених вуглеводнів (Алканів)Формула алкану Назва алкану Формула алкану Назва алкану Радикал Назва радикалуСН4 Метан С6Н14 Гексан СН3 – МетилС2Н6 Етан С7Н16 гептан С2Н5 – ЕтилС3Н8 Пропан С8Н18 Октан С3Н7 – Пропіл

Вуглеводні 142

С4Н10 Бутан С9Н20 Нонна С4Н9 – БутилС5Н12 Пентан С10Н22 декан Якщо від молекули вуглеводню відщепити атом Гідрогену, то отримають одновалентнийрадикал – реально існуюча дуже нестабільна частинка. Назви радикалів будуються від назвивідповідного вуглеводню шляхом заміни закінчення –ан на закінчення –ил. Наприклад:

СН4 – метан; СН3⋅ - метил;С2Н6 – етан; С2Н5⋅ - етилОснови номенклатури ІЮПАК:

1. 1. Назви всіх алканів закінчуються суфіксом – ан;2. 2. В основу назви покладено найменування вуглеводню з самим довгим вуглецевим

ланцюгом;3. 3. Розміщення бокових відгалужень у вигляді радикалів визначається порядковим номером

атомів Карбону вуглецевого ланцюга;4. 4. Нумерацію атомів вуглецю починають з ближнього кінця, де розміщується замісник –

радикал.5. 5. Якщо в молекулі вуглеводню є два, три, і більше замісників у вигляді радикалів, то

положення кожного з них позначається арабськими цифрами, а кількість однаковихзамісників – префіксами (два-ди, три- три, чотири- тетра- та ін. );

6. 6. При наявності в молекулі алкану декількох радикалів в назві додержуються правила :спочатку найбільш прості, потім складні.

7. 7. Цифри, які показують положення радикалів у найбільш довгому ланцюзі, відділяютьодну від одної комами, а від назви радикала – дефісами. Наприклад: 2,2-диметил,3-етилпентан.

C2H5 CH35 4 3| 2 | 1CH3 – CH2 – CH – C – CH3 | CH3Фізичні властивості насичених вуглеводнів – алканів.Перші чотири гомологи – гази (СН4 С2Н6 С3Н8 С4Н10), із С5Н12 по С15Н32 – рідини, а з С16Н34 –

тверді сполуки. Всі алкани погано розчиняються у воді, газоподібні та тверді не мають запаху, арідкі мають запах характерний для бензину та нафти. Вуглеводні з розгалуженим ланцюгомкиплять при більш низький температурі, ніж з прямим ланцюгом при однаковій кількості атомівКарбону. Температури плавлення, навпаки, часто більш високі в ізомерів з розгалуженоюбудовою.

Способи одержання1 Природні джерела (нафта, газ);

2 Відновлення галогеноалканів, спиртів (kat Na,Zn)

СН3-СН2-СН2Cl + H2→ СН3-СН2-СН3 +HClСН3-СН2-СН2ОН + H2→ СН3-СН2-СН3

+H2О3 Відновлення ненасичених (kat Pt, Pd) СН3-СН=СН2 +H2→ СН3-СН2-СН34 Лужне сплавлення солей карбонових кислот: СН3СООNa + NaOH → CH4 + Na2CO3

5 Збільшення вуглецевого ланцюга (СинтезВюрца) СН3Cl + 2Na + CH3Cl → CH3-CH3 + 2NaCl

6 Взаємодія алюміній карбіду з водою Al4C3 + H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4

Хімічні властивостіАлкани при звичайних умовах хімічно інертні. Вони вступають в перетворення при наданні їмдосить високої енергії за рахунок нагрівання і УФ- опромінювання. Для насичених вуглеводнівнайбільш характерними є реакції заміщення. Вони здатні також окислюватись, піддаватиськрекінгу

Галогенування (в присутності світла, температури). Реакція відбувається за радикальниммеханізмом. Спочатку під впливом світла чи температури утворюються активні радикали СІ •,які далі ініціюють утворення нових радикалів, і реакція відбувається поки не обриваєтьсяланцюг внаслідок одержання молекул.

В загальному вигляді на першому етапі можливо утворення таких продуктів:СІ • • СІ → 2 СІ• - ініціювання ланцюга (в присутності світла)СН4 + СІ • → СН3 • + НСІСН3 • + СІ2→ СН3СІ + СІ•…CH4 + Cl2→ CH3Cl + HClНітрування (реакція Коновалова):C2H6 + HO-NO2 (p) → CH3-CH2-NO2 + H2OДегідрування (kat Ni):СН3-СН2-СН3→ CH2=CH-CH3 + H2Розкладання: без доступу повітря:(t=2000° C): CH4 → C + 2H2;(t= 1500°C): 2СН4 → C2H2 + 3H2Розкладання при нагріванні, в присутності каталізатора (крекінг)CH3-CH2- CH2-CH3 →C2H4 + C2H6(t)Конверсія метану з водяною парою (при t)CH4 + Н2О→ CО + 3H2СН3 – СН2 – СН3 +O2→ Н – СООН +СН3 – СООН (в присутності МпО2 ; tº)

Застосування алканів

1. Як пальне (газ, бензин, керосин);2. Одержання водню, ацетилену, спиртів;3. ССl4 – є добрим розчинником для органічних речовин;4. При окисненні алканів з кількістю атомів С від 20 до 25 одержують синтетичні карбонові

кислоти для виробництва мила та миючих засобів.

Природні джерела вуглеводнів.Природні газ, нафта і кам’яне вугілля – основні джерела вуглеводнів. Природний газ містить 80-90% метану, 2-3% його гомологів (етан, пропан, бутан). Нафта – масляниста темно-бура рідина зхарактерним запахом, у воді не розчиняється. Нафта – це складна суміш вуглеводнів різноїмолекулярної маси. Для одержання з нафти технічно цінних продуктів її піддають переробці.

При первинній переробці проводять перегонку внаслідок чого отримують бензин, лігроїн, гас,газойль і мазут (залишок). Мазут також переробляють при пониженому тиску і отримуютьмастила. Залишок – гудрон, використовують для виготовлення асфальту.

П р и вторинній переробці нафти відбуваються процеси при яких змінюється структуравуглеводнів. До таких процесів відноситься термічний та каталітичний крекінг. При термічному

Вуглеводні 143

крекінгу (450-500?C) молекули вуглеводнів розщеплюються на молекули вуглеводнів з меншоюкількістю атомів Карбону, як насичених так і ненасичених:

С6Н14 =C3H8 + C3H6Каталітичний крекінг здійснюється в присутності каталізаторів (алюмосилікати) при

температурі 450?C, при цьому відбувається не тільки розщеплення великих молекул, а йдутьпроцеси ізомеризації – утворюються насичені вуглеводні з розгалуженим ланцюгом, щопокращує якість бензину.

Ненасичені вуглеводні. Алкени та алкіни

Ненасичені вуглеводні з незамкнутим ланцюгом – це вуглеводні, в молекулах яких є кратнізв’язки (подвійні чи потрійні), а склад виражається загальною формулою: для алкенів СnH2n, адля алкінів СnH2n-2

Етиленові вуглеводні – АлкениЕтиленові вуглеводні – алкени – сполуки з незамкнутим ланцюгом , що містять один подвійнийзв’язок π а всі інші атоми C зв’язані σ- зв’язками , а атоми Карбону біля подвійного зв’язкузнаходиться в стані sp2-гібридизаціїТипгібридизації

Типизв’язків

Загальнаформула

Кут між вуглецевими атомамибіля π- зв’язку

Довжиназв’язку С=С

sp2 π, σ-зв’язок СnH2n 120 0,134нм

Атоми Карбону біля подвійного зв’язку в етиленових вуглеводнях – алкенах знаходяться в станіsp2 – гібридизації. Для такого стану характерним є зміна форми електронних хмарин одної s, тадвох – р – орбіталей. Утворюються три гібридні орбіталі з формою неправильних вісімок,розташованих в просторі під кутом 1200.

Не гібридизовані р – орбіталі кожного атома Карбону біля подвійного зв’язку, перекриваютьсяв площині, яка перпендикулярна площині молекули, і утворюють π–зв’язок. π-зв’язок має двіобласті високої електронної густини – над і під площиною молекули, він є менш міцний, ніж σ–зв’язок.

Основи номенклатури алкенів базуються на розглянутій номенклатурі ІЮПАК, але назвивсіх алкенів закінчуються суфіксом – ен, з позначенням місця де розташований подвійнийзв’язок. Нумерація починається від того кінця, де ближче знаходиться подвійний зв’язок.Наприклад: 2-метилпентен-1

5 4 3 2 1CH3 – CH2 – CH2 – C = CH2 | CH3Перший представник гомологічного ряду алкенів С2Н4 – етен, але частіше його називають

тривіальною назвою – етилен. Тому представників алкенів часто називають – етиленовівуглеводні.

Ізомерія етиленових вуглеводнів – алкенів:- структурна – розгалуження Карбонового ланцюга. Наприклад:CH3 – CH2 – CН = CH2 – бутен – 1. CH3 – C = CH2 – 2-метилпропен-1 | CH3- положення подвійного зв’язку. Наприклад:CH3 – CH2 – CН = CH2 – бутен – 1CH3 – CH = CН – CH3 – бутен – 2- просторова (геометрична). Наприклад:

Способи одержання Спосіб Приклади реакцій

Промисловий (крекінг нафтопродуктів)С18Н38 → С9Н20 +С9Н18

Лабораторний: Дегідратація спиртів – ( в присутності сульфатної кислоти, принагріванні) С2Н5ОН→ С2Н4 + Н2О

Дегідрогалогенування – (в присутності спиртового розчину лугуNaOH, KOH)

NaOH(спирт)СН3СН2Cl → C2H4 +

HClПравило Зайцева: При дегідрогалогенуванні галогеноалканів атом Гідрогену відщеплюєтьсявід атома Карбону, біля якого є менше атомів Гідрогену (менш гідрогенізований).

Хімічні властивостіЗа хімічними властивостями алкени відрізняються від алканів – насичених вуглеводнів. При

Вуглеводні 144

За хімічними властивостями алкени відрізняються від алканів – насичених вуглеводнів. Прихімічних реакціях подвійний зв'язок розривається і переходить в одинарний. По місцю розривуподвійного зв’язку відбуваються реакції приєднання різних молекул : водню, галогенів,галогеноводнів, води.

Правило Марковникова : при взаємодії галогеноводнів з несиметричними молекуламиалкенів Гідроген приєднується за місцем подвійного зв’язку переважно до того атома Карбону,біля якого є більше атомів Гідрогену (більш гідрогенізований).

Приєднання водню (гідрування). Утворюються алканиСН2=СН2 + Н2 à СН3-СН3Приєднання галогенів – реакція галогенування. Утворюються дигалогенопохідні алканів

СН2=СН-СН3+Cl2àCH2 – CH – CH3 | | Cl Cl Приєднання галогеноводнів – гідрогалогенування. Утворюються галогенопохідні алканів

СН2=СН-СН3+HClàCH3-CHCl-CH3 Приєднання води – реакція гідратації (в присутності сульфатної кислоти). Утворюються

спирти

СН2=СН-СН3+HОHàCH3-CH-CH3 | OH Полімеризація – утворюються полімериn СН2=СН2 à[-CH2-CH2 -]n Окиснення розчином KMnO4 (спостерігається знебарвлення розчину). Окисненню підлягають

атоми Карбону, з’єднані подвійним зв’язком. Утворюються двохатомні спирт – гліколі.Більш сильні окисники здатні розщеплювати алкени по місцю подвійного зв’язку з утворенням

карбонових кислот, кетонів або СО2СН2=СН2 +”O”+H2Oà CH2—CH2 | | OH OH

Застосування.Етилен застосовують для одержання етилового спирту, дихлоретану, хлористого етилу,поліетилену а інших важливих продуктів. Дихлоретан є розчинником багатьох органічних сполук,поліетилен має цінні властивості – хімічна стійкість, міцність, еластичність, легкість, є добримелектроізолятором, водо-, та газонепроникний матеріал.

Ацетиленові вуглеводні - алкіниНенасичені вуглеводні – алкіни - сполуки з незамкнутим ланцюгом , що містять один потрійнийзв’язок а всі інші атоми C зв’язані σ- зв’язками , а атоми Карбону біля потрійного зв’язкузнаходиться в стані sp- гібридизації .Типгібридизації

Типизв’язків

Загальнаформула

Кут між вуглецевими атомами біляпотрійного (≡) зв’язку

Довжиназв’язку С≡С

sp �, σ-зв’язок СnH2n-2 � 180 0,120нм

Атоми Карбону біля потрійного зв’язку в ацетиленових вуглеводнях – алкінах знаходяться встані sp – гібридизації. Для такого стану характерним є зміна форми електронних хмарин одноїs, та одної – р – орбіталей. Утворюються дві гібридні орбіталі з формою неправильних вісімок тарозташованих в просторі під кутом 180?.

Не гібридизовані р – орбіталі кожного атома Карбону біля потрійного зв’язку, перекриваютьсяу взаємно перпендикулярних площинах, і утворюють два π–зв’язки.

Основи номенклатури алкінів базуються на розглянутій номенклатурі ІЮПАК, але назви

всіх алкінів закінчуються суфіксом – ин, з позначенням місця де розташований потрійнийзв’язок. Нумерація починається від того кінця, де ближче знаходиться потрійний зв’язок.Наприклад : пентин -1

5 4 3 2 1CH3- CH2 – CH2 - C ≡ CHОкремо слід дати назву першому представнику алкінів - C2H2 (CH ≡ CH) – ацетилен (або по

міжнародній номенклатурі - етин).Ізомерія ацетиленових вуглеводнів – алкінів:- структурна – розгалуження Карбонового ланцюга. Наприклад:CH3 – CH2– CH2 – C≡CH – пентин – 1. CH3 – CH – C ≡ CH – 3-метилбутин-1|CH3- положення потрійного зв’язку. Наприклад:CH3 – CH2 – C ≡ CH – бутин – 1

Вуглеводні 145

CH3 – C ≡ C – CH3 – бутин – 2

Способи одержання

Кaрбідний (взаємодія карбіду кальцію СаС2 з водою)Розкладання метану (t= 1500 C)

СаС2 + 2Н2О � Ca(OH)2+ C2H2

2СН4 � C2H2 + 3H2

Лабораторний:Дегідратація двохатомних спиртів (в присутності сульфатної

кислоти, при нагріванні)

CH2—CH2| | � CH≡ CH + 2H2OOH OH

Дегідрогалогенування (в присутності спиртового розчину лугуNaOH, KOH)

NaOH(спирт)СН2Cl-СН2Cl � C2H2

+ 2HCl

Хімічні властивостіРеакційна здатність ацетиленових вуглеводнів визначається наявністю потрійного зв’язку, що єсполученням одного σ-зв’язку і двох π зв’язків. Для ацетиленових вуглеводнів типовими єреакції приєднання. Міцність потрійного зв’язку більша ніж подвійного, а довжина менша. Черезце реакції приєднання в ацетилені відбувається більш важко, ніж в етилені. Крім того вацетилені підвищується рухливість атомів Гідрогену (з’являються слабкі кислотні властивості).

Приєднання: водню – гідрування, галогенів – галогенування (можевідбуватися послідовно - спочатку до утворення подвійного зв’язку, апотім одинарного) при нагріванні в присутності каталізатора -Ni

СН≡СН + Н2 �СН2=СН2

СН≡СН + 2Н2 �

СН3-СН3

Приєднання галогеноводнів – гідрогалогенування, (може відбуватисяпослідовно - спочатку до утворення подвійного зв’язку, а потімодинарного)

СН≡С-СН3+HCl�CH2=CCl-CH3

Приєднання води – реакція гідратації – реакція Кучерова –утворюється оцтовий альдегід в присутності солей Hg2+

Hg2+OСН≡СН+H2О

�CH3-CH

Полімеризація залежно від умов буває:- лінійна (каталізатор CuCl);

СН≡СН+СН≡СН

� CH2 = CH – C ≡CH

- циклічна (тримерізація) (в присутності активованого вугілля Сакт, ітемператури t) з утворенням бензолу

3С2Н2� (C6H6)

Реакція заміщення. Відбувається при пропусканні ацетилену крізьрозчини солей Ag, Cu(I), або з амідом Na. При цьому заміщується атомГідрогену біля потрійного зв’язку. Це є свідоцтвом слабких кислотнихвластивостей. Утворюються ацетиленіди

СН≡СН+NaNH2�СН≡СNa+NH3

Застосування.Ацетилен є сировиною для одержання поліхлорвінілу, каучуку, оцтової кислоти, розчинників,пластмас.Він широко використовується при зварюванні а різанні металів.

Ароматичні вуглеводні. Арени

Ароматичні вуглеводні або арени – циклічні вуглеводні молекули яких містять одинабо декілька циклів з шести атомів Карбону- бензольне кільце.

Типгібридизації Типи зв’язків Загальна

формулаКут міжвуглецевимиатомами

Довжина зв’язкуміж атомами С

sp2 Ароматичний –поєднання π, σ-зв’язків СnH2n-6 � 120 0,139нм

Перший представник ряду ароматичних вуглеводнів – бензол С6Н6 був відкритий в 1835 роціФарадеєм в світильному газі. У 1865 році Кекуле запропонував схему будови молекули бензолу.

В молекулі бензолу 6 атомів Карбону з’єднані між собою в цикл а також з 6 атомами Гідрогену.Структурна формула бензолу має вигляд циклічної молекули, що містить три подвійних зв’язки.СН

// \Н С СН| ||НС СН\\ /СНЦя формула пояснює реакції

приєднання до бензолу і йогогомологів – гідрування,галогенування на світлі.Наявність трьох подвійнихзв’язків мали би вказувати набільшу ненасиченість бензолу,тобто на більшу схильність дореакцій приєднання. Але,навпаки, для бензолу більшхарактерні реакції заміщенняатомів Гідрогену в бензольномуядрі

або Негібридні р- орбіталі кожного атома Карбону

перпендикулярно площині кільця перекриваються,утворюючи замкнуту систему π - зв’язку . Але на відмінувід алкенів, де π- зв’язок утворювався двома р-хмаринами, в бензолі π- зв’язок виникає між 6 атомамиКарбону. Більш точно будову бензолу відбиваєструктурна формула у вигляді правильногошестикутника з колом в середні. Коло символізуєрівноцінність зв’язків між атомами Карбону. Утворюєтьсяєдина π- орбіталь, яку важко зруйнувати. Саме тому длябензолу та його гомологів характерними є реакціїзаміщення.

Номенклатура. Згідно номенклатурі ІЮПАК пронумеровані атоми Карбону в ядрі вказуютьположення замісника. Для ароматичних вуглеводнів ізомерія визначається величиною, кількістюі положенням радикалів. Два радикали можуть займати три різні положення, що називаються :о- орто- (1,2); п- пара – (1,4); м- мета – (1,3).

Вуглеводні 146

Х

|

орто орто мета мета|ПараНаведемо приклади формул ізомерів гомологу бензолу, що мають формулу С8Н10, або С6Н5 –

С2Н5

СН2 – СН3

|

СН3

|_ _CH3

СН3

|

_CH3

СН3|

|CH3

Етилбензол 1,2 – дим етилбензолонрто-диметилбензол

1,3 – дим етилбензолмета – диметилбензол

1,4 –диметилбензолпара-диметилбензол

Фізичні властивості. Бензол – безбарвна , летка рідина з характерним запахом, у воді не

розчиняється, є добрим розчинником багатьох органічних сполук. Бензол горить кіптявимполум’ям, що пов’язано з великим відсотковим вмістом Карбону в молекулі бензолу.

Способи одержанняБензол у великій кількості одержують з нафти і кам’яновугільної смоли, що утворюється присухій перегонці кам’яного вугілля. Крім того існують лабораторні способи одержання бензолу.Наприклад:1. Дегидроциклізація гексану (каталізатор – платина, принагріванні) – ароматизація. С6Н14 � C6H6 + 4H2

Тримеризація ацетилену (Сакт, t ) 3С2Н2 � C6H6

З солей бензойної кислотиC6H5COONa + NaOH� C6H6 +Na2CO3

Реакція Вюрца для одержання гомологів бензолуC6H5-Cl + 2Na + CH3Cl� C6H5 –CH3 + 2NaCl

Алкілування бензолу (реакція Фрідель – Крафтс ) вприсутності каталізатору AlCl3

C6H6 + C2H5Cl� C6H5 – C2H5 +НCl

Хімічні властивості

Реакції заміщення:1. Галогенування бензолу в присутності AlCl3, FeCl3

FeCl3С6Н6 +Cl2� C6H5Cl + HCl

2. Галогенування гомологів бензолу в присутностісвітла

C6H5-CH3 + Cl2� C6H5-CH2Cl + HCl

3.Нітрування бензолу концентрованою HNO3 принагріванні в присутності H2SO4;

C6H6 + HO-NO2 � C6H5-NO2 + H2OБензол нітробензол

4.Нітрування гомологов бензолу концентрованоюHNO3 при нагріванні в присутності H2SO4 (нітруючасуміш);

Нітрування гомологів бензолу відбувається значноактивніше ніж нітрування бензолу. При цьому нанітрогрупу NO2 заміщуються три атоми Гідрогенубензольного кільця в положеннях 2,4,6.

СН3

|

+ 3HO –NO2� 3H2O

Метилбензол

(толуол)

СН3

|NO2 NO2

+ |NO2 (тринітротолуол)

5. Алкілування (в присутності AlBr3, AlCl3) C6H6 + CH3Br� C6H5-CH3 + HBr

6. Реакції приєднанняа) водню (нагрів, каталізатор Ni, Pt) б) хлорування (при УФ - випромінюванні)

C6H6 + 3H2� C6H12– циклогексан С6Н6+3Cl2�С6H6Cl6гексахлорциклогексан

7 . Реакції окиснення характерні для гомологівбензолу. В якості окисників можуть бути : KMnO4,K2Cr2O7, O2.

С6Н6 +[O]�не підлягає окисненню; C6H5-CH3+ [О] � C6H5-COOH + H2Oметилбензол бензойна кислота C6H5-C2H5+ [О] � C6H5-COOH +

H2O + СО2етилбензол бензойна кислота

Орієнтуюча дія замісників, присутніх у молекулі бензолу.

З а м і с н и к и І роду (електронодонорні)орієнтують новий замісник в положення орто –і пара –

Замісники IІ роду (електроноакцепторні)орієнтують новий замісник в положеннямета –

–СН3 , –С2Н5 , –ОН, –NH2, –F, –Cl, –Br. –NO2, –COOH, –SO3H, –C=O, –C≡N.|

Застосування бензолу та його похідних.Бензол є хімічною сировиною для виробництва ліків, фарб, пластмас, отрутохімікатів та

багатьох інших органічних речовин. Бензол та хлорбензол використовують як розчинники.Додавання бензолу покращує якість моторного палива.

Вуглеводні 147