fs02.vseosvita.ua · 2 Науково- методичний посібник з хімії Підгаєцька І.С., вчитель хімії вищої категорії, вчитель-мето

1

Житомирська міська гуманітарна гімназія № 23

імені М. Очерета

Науково- методичний посібник

ХІМІЯ

2

Науково- методичний посібник з хімії

Підгаєцька І.С., вчитель хімії вищої категорії, вчитель-методист Житомирської

міської гуманітарної гімназії № 23 імені М. Очерета

Погоджено на засіданні науково – методичної кафедри природничих наук

Житомирської міської гуманітарної гімназії № 23 (18 червня 2019 року)

РРееццееннззееннтт::

ММееллььнниикк ЛЛ..ММ.. -- ввччииттеелльь –– ммееттооддиисстт,, ввччииттеелльь ввиищщооїї ккааттееггооррііїї ЖЖииттооммииррссььккооггоо ммііссььккооггоо

ллііццееюю №№ 2255

ННааууккооввоо –– ммееттооддииччнниийй ппооссііббнниикк // ааввттоорр ППііддггааєєццььккаа ІІ..СС.. –– 8855 ссттоорр..

Науково – методичний посібник з хімії для абітурієнта складено відповідно до

діючої програми зовнішнього незалежного оцінювання з хімії. Містить

теоретичні відомості загальної, неорганічної та органічної хімії. Матеріал

викладено конспективно, деяка інформація надається в порівняльному плані.

Для кращого засвоєння використовуються таблиці, схеми, малюнки. Посібник

може бути використаний учнями, вчителями, а також абітурієнтами для

підготовки до ЗНО.

3

Від автора.

З кожним роком все більше учнів захоплюються хімією і прагнуть зв’язати з нею

життя. Медицина, фармація, хімічне виробництво та багато інших галузей чекають

підготовленого спеціаліста. Для того, щоб опанувати всіма таємницями хімії, потрібні

ґрунтовні знання, а їх здобуття неможливо без посібника з хімії. Науково –

методичний посібник з хімії є довідковим джерелом інформації, який охоплює

матеріал із загальної, неорганічної і органічної хімії в межах шкільної програми і

програми для вступників у вищі навчальні заклади. Структура посібника традиційна:

відомості із загальної, неорганічної і органічної хімії. Матеріал розміщується в

параграфах, назва яких повністю відповідає питанням програми для вступників до

ВУЗів. Підручник містить багато таблиць, які мають узагальнюючий і порівняльний

характер. При вивченні неорганічної і органічної хімії велика увага приділяється

рівнянням хімічних реакцій, які описують хімічні властивості тих чи інших речовин.

Щасливої подорожі по дивовижним лабіринтам хімічної науки!

4

Зміст № Назва параграфу сторінки

1 Основні хімічні поняття 5

2 Закон збереження маси речовини. Кількість речовини. Закон Авогадро 6

3 Хімічний елемент. Хімічна формула 7

4 Будова атома 9

5 Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва 11

6 Хімічний зв'язок 14

7 Класифікація хімічних реакцій 16

8 Швидкість хімічних реакцій 18

9 Розчини 19

10 Теорія електролітичної дисоціації 21

11 Оксиди 22

12 Кислоти 24

13 Основи 25

14 Солі 27

15 Гідроген. Водень. 29

16 Оксиген. Кисень. Вода 31

17 Хлор 33

18 Сульфур. Сірка 34

19 Нітроген. Азот 38

20 Фосфор та його сполуки 41

21 Карбон. Вуглець 43

22 Силіцій. Кремній 45

23 Метали 46

24 Лужні метали 49

25 Кальцій та його сполуки 51

26 Алюміній та його сполуки 52

27 Ферум. Залізо 54

28 Добування металів 55

29 Теорія будови органічних речовин О.М. Бутлерова 56

30 Алкани 57

31 Алкени 58

32 Загальні поняття хімії високомолекулярних сполук 60

33 Алкіни 62

34 Арени 63

35 Природні джерела вуглеводнів 65

36 Спирти 68

37 Феноли 70

38 Альдегіди 72

39 Карбонові кислоти 73

40 Естери. Жири 74

41 Глюкоза . Сахароза 76

42 Крохмаль. Целюлоза 78

43 Аміни. Амінокислоти. Білки 79

44 Нуклеїнові кислоти 82

45 Роль хімії в житті суспільства 83

46 Список використаних джерел 85

5

ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

§ 1 Основні хімічні поняття

Хімія – це наука про речовини, їх властивості, перетворення речовин та явища, що супроводжують

ці перетворення.

Речовина – це вид матерії, який характеризується масою спокою. Речовина – це те, з чого

складається фізичне тіло (цвях – фізичне тіло; залізо – речовина).

Матеріал – це речовина, яку використовують для виготовлення обладнання, приладдя, в

будівництві та інших галузях господарства.

Фізичні явища – явища, при яких нова речовина не утворюється, а змінюється лише її

агрегатний стан чи форма ( утворення пари).

Хімічні явища – це явища, при яких нова речовина утворюється (утворення зеленого нальоту на

мідних виробах).

Молекула – найменша частинка речовини, яка зберігає її хімічні властивості та здатна до

самостійного існування.

Атом – це найменша хімічно неподільна частинка речовини, яка складається з позитивно

зарядженого ядра і негативно заряджених електронів, які рухаються навколо ядра.

Йон – це частинка, яка утворюється внаслідок приєднання або віддачі атомом електронів.

Катіон – позитивно заряджений йон.

Аніон – негативно заряджений йон.

Відносна атомна маса - це фізична величини, яка дорівнює відношенню маси атому до однієї

атомної одиниці маси.

Ar = mатому/1 а.о.м.

1 атомна одиниця маси = 1/12 маси атому Карбону = 1,66*10-27

кг.

Відносна молекулярна маса – це фізична величина, яка дорівнює відношенню маси

молекули до 1/12 маси атому Карбону. Mr = mмолекули /1 а.о.м.

Відносна молекулярна маса дорівнює сумі відносних атомних мас з врахуванням числа атомів

кожного хімічного елементу.

Мr (H2SO4) = 1*2 + 32 +16*4 = 98

Речовини

молекулярної будови немолекулярної будови

- майже всі органічні речовини; - гази

Н2 – водень;

О2 - кисень; атомна будова: йонна будова:

О3 – озон; - метали; - солі,

СО2 -вуглекислий газ; - алмаз; - основні оксиди.

CO – чадний газ; - графіт;

N2 – азот; - фуллерен;

Cl2- хлор; - червоний фосфор;

F2 – фтор; - чорний фосфор;

N2O –газ, що звеселяє; - кремній;

SO2 сірчистий газ; - пісок;

НCl хлороводень - карборунд

- кислотні оксиди; .

- білий фосфор

6

§ 2 Закон збереження маси речовин. Кількість речовини. Закон

Авогадро

Закон збереження маси речовин (М.В. Ломоносов, Лавуазьє):

маса речовин до реакції дорівнює масі речовин після реакції.

Наслідок: під час хімічної реакції атоми не зникають і не виникають нові, відбувається

лише їх перегрупування.

Значення: на основі закону збереження маси речовин складається хімічне рівняння,

проводяться розрахунки.

Кількість речовини (υ або n ) – це фізична величина, яка показує скільки структурних одиниць

(молекул, атомів або йонів) міститься в певній порції речовини. Вимірюється в моль.

Моль – це така кількість речовини, яка містить стільки структурних одиниць (молекул, атомів або

йонів), скільки їх міститься в 12 г Карбону. 1 моль містить 6,02 * 1023

структурних одиниць.

Стала Авогадро (Na) - 6,02 * 1023

.

Молярна маса – це фізична величина, яка дорівнює відношенню маси речовини до її кількості

(маса 1 моль речовини).

М = m/υ [г/моль]

М (H2SO4) = 1*2 + 32 +16*4 =98 г / моль

Закон Авогадро: в рівних об’ємах різних газів міститься однакова кількість

молекул.

Пояснення до закону: розміри молекул газів надзвичайно малі, тому ними можна

знехтувати, а відстань між молекулами різних газів однакова, тому різні гази і займають

однаковий об’єм.

Наслідок №1: різні гази за однакових умов займають однаковий об’єм. При t = 273K ,

p = 101,325 кПа (н.у.) гази займають об’єм 22,4 л – цей об’єм називають молярним об’ємом.

t = 273K , p = 101,325 кПа - дані умови називають нормальними.

Наслідок №2: хоча два різних гази і займають однаковий об’єм, вони мають різну масу: маса одного

газу в стільки разів більша за масу другого, в скільки разів відносна молекулярна маса одного газу

більша за відносну молекулярну масу іншого.

Відносна густина газів – це фізична величина, яка показує в скільки разів маса одного газу більша

за масу іншого(D).

m1/m2 = M1/М2 = D – відносна густина газів.

DН2 (Х) = 22 – цей вираз показує, що невідомий газ в 22 рази важчий за відносну молекулярну

масу водню.

М(Х) = DН2 (Х)*Mr (H2) = 22*2 = 44 .

Dн.у. (X) =2 – цей вираз означає, що невідомий газ в 2 рази важче за молярний об’єм.

М(Х) = Dн.у. (X)* Vm = 2* 22,4 = 44,8.

Dповітря (X) = 2 – цей вираз означає, що невідомий газ в 2 рази важче за повітря (відносна

молекулярна маса повітря дорівнює 29.

М(Х) = Dповітря(X)* Mповітря = 2*29 = 58.

Закон об’ємних відношень (сформулював Гей –Люссак):

об’єми газів відносяться один до одного, а також до газоподібних продуктів реакції, як

невеликі цілі числа.

Наслідок: коефіцієнти перед формулами газоподібних речовин показують, в яких

об’ємних співвідношеннях реагують гази.

10л 25л 20л

2С2Н2 + 5О2= 4СО2 + 2Н2О

7

§ 3 Хімічний елемент. Хімічна формула

Хімічний елемент – це вид атомів, який характеризується певним зарядом ядра.

Хімічні елементи позначаються символами, назва яких відображає ім’я вченого, назву країн,

материків, особливості властивостей та інші, символи хімічних елементів записуються з великої

букви

Алотропія – це здатність атомів утворювати декілька простих речовин.

Хімічний елемент Алотропні модифікації,

які даний елемент утворює:

Оксиген кисень (О2) та озон(О3)

Сульфур ромбічна сірка, пластична сірка та

моноклінна сірка

Фосфор білий фосфор, червоний фосфор, чорний

фосфор

Карбон алмаз, графіт, фуллерен

Силіцій аморфний та кристалічний кремній

Прості речовини - це речовини, які складаються з атомів одного хімічного елемента (Н2).

Складні речовини – це речовини, які складаються з атомів декількох хімічних елементів

(КОН).

Поняття “хімічний елемент” відрізняється від поняття “проста речовина”: елемент входить до складу

речовини (з алюмінію виготовлена дротина – алюміній, в цьому вислові алюміній – проста речовина;

до складу глини входить Алюміній, в цьому: Алюміній – хімічний елемент).

Хімічна сполука – речовина, яка складається з двох або більше хімічних елементів, які пов’язані

між собою постійними (стехіометричними) співвідношеннями.

Суміш – речовина, яка складається з декількох сполук, які не пов’язані між собою постійними

співвідношеннями.

Однорідна суміш – суміш, компоненти якої не можна побачити неозброєним оком (повітря).

Неоднорідна суміш – суміш, компоненти якої можна побачити неозброєним оком (граніт).

Відмінність між хімічною сполукою і механічною сумішшю:

1. Склад сполуки суворо визначений, механічної суміші – довільний.

2.Суміш можна розділити фізичними методами (відстоюванням, фільтруванням, випарюванням, дією

магнітом, дистиляцією), хімічну сполуку – лише під час хімічної реакції.

3. Властивості речовин в суміші зберігаються, в сполуці – втрачаються.

4.Суміш утворюється внаслідок фізичного процесу – змішування, хімічна сполука внаслідок

хімічного процесу – хімічної реакції.

Способи розділення сумішей:

1. Відстоювання – розділяють речовини, що мають різну густину.

2. Фільтрування – розділяють суміші, які складаються з розчинних і нерозчинних у воді речовин.

3. Дія магнітом – розділяють суміші, один з компонентів має магнітні властивості.

4. Випаровування – розділяють суміші, один з компонентів якої має летючі властивості.

5. Дистиляція (ректифікація)– розділяють суміші, компоненти якої мають різні температури кипіння.

6. Декантація – зливання рідини, яка утворилася над осадом, що відстоювався.

7. Хроматографія - метод розділення, аналізу та дослідження фізико –хімічних властивостей

речовин. Ґрунтується на розподілі досліджуваної речовини між двома фазами – нерухливою та

рухливою.

Хімічна формула – це умовний запис складу речовин за допомогою символів хімічних

елементів та індексів.

Індекс – число атомів певного елементу.

Молекулярна формула вказує на число атомів кожного елементу в молекулі (Н2О2). Описує лише

речовини молекулярної будови.

8

Емпірична формула – формула, яка вказує на найпростіше співвідношення атомів в молекулі (НО).

Структурна формула – це формула, яка вказує на порядок з’єднання атомів в молекулі і число

зв’язків між атомами ( Н – О – О – Н).

Назви формул:

Назва Хімічний елемент або

кислотний залишок,

який входить до складу

формули

Назва Хімічний елемент або кислотний

залишок,

який входить до складу формули

Оксид О валентність ІІ сульфат SO4 валентність ІІ

Сульфід S валентність ІІ сульфіт SO3 валентність ІІ

Нітрид N валентність ІІI нітрат NO3 валентність І

Фосфід P валентність ІІI нітрит NO2 валентність ІІ

Хлорид Cl валентність І ортофосфат PO4 валентність ІІI

Бромід Br валентність І метафосфат PO3 валентність І

Йодид I валентність І карбонат CO3 валентність ІІ

Флуорид (фторид) F валентність І силікат SiO3 валентність ІІ

Карбід C валентність ІV

Силіцид Si валентність ІV

Валентність – здатність атомів приєднувати до себе певну кількість атомів іншого хімічного

елементу; визначається кількістю неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні,

обумовлює кількість хімічних зв’язків, які може утворити даний атом.

Хімічні елементи мають сталі та змінні значення валентності.

Хімічні елементи із сталою валентністю:

І – Н, Li, Na, K, Ag

II – O, Mg, Ca, Ba, Zn

III - Al.

Хімічні елементи із змінною валентністю:

I, II – Cu, Hg;

II,IV – C, Si, Pb, Sn;

I - VII – Cl;

I- IV – N;

II,III – Fe; III,

V – N, P.

Валентність елементу за Оксигеном дорівнює номеру групи, в якій знаходиться елемент в

періодичній системі хімічних елементів. Валентність Сульфуру за Оксигеном VI.

Валентність за Гідрогеном дорівнює 8 – номер групи, в якій знаходиться елемент. Валентність

Сульфуру за Гідрогеном ІI.

Ступінь окислення – це умовний заряд, який набув би атом, якщо б атом повністю приєднував або

віддавав електрони. Приклад: Ва+2

О-2

; K+1

Mn+7

O-2

4

Розрахунок масової частки елемента в речовині:

ω = (n*Ar / Mr)*100% ω – масова частка хімічного елемента в речовині, n – число атомів даного

елементу.

Хімічне рівняння – це умовний запис хімічної реакції, за допомогою хімічних формул та

коефіцієнтів. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Коефіцієнт – це число, яке вказує на кількість молекул або атомів, якщо речовина має

немолекулярну будову.

Хімічна реакція - перетворення речовин, які супроводжуються зміною їх складу або будови.

Розрахунок за хімічними рівняннями практичного виходу продуктів реакції:

ω =( mпракт./ mтеор. )*100% φ = (Vпракт/ Vтеор)*100%

Розрахунок маси чи об’єму продуктів реакції, якщо до складу реактивів входили домішки:

ω =( mдом./ mсум )*100%

9

§ 4 Будова атому

Будова атому: атом має складну будову: в центрі атома знаходиться ядро,

навколо ядра обертаються електрони. В ядрі знаходяться протони і нейтрони.

Атом електронейтральний: кількість позитивно заряджених протонів

дорівнює кількості негативно заряджених електронів.

Ядро атому – центральна частина атому, в якій зосереджена основна маса

атому. Складається з протонів і нейтронів.

Протон – позитивно заряджена частинка, яка знаходяться в ядрі атому

(елементарний заряд +1), число протонів в ядрі дорівнює заряду ядра. Заряд

ядра дорівнює порядковому номеру елементу в періодичній системі.

Нейтрон (N) – незаряджена елементарна частинка, яка входить до складу ядра (елементарний

заряд 0).

Нуклон – загальна назва протонів і нейтронів.

Нуклід – вид атомів, що характеризується певним значенням протонного і нуклоного чисел.

Протонне число (Z) – загальна кількість протонів (чисельно дорівнює заряду ядра =

порядковому номеру елементу).

Масове ( нуклоне) число – загальне число протонів і нейтронів: A = Z + N;

Ізотопи – атоми, які містять однакову кількість протонів в ядрі, електронів поза ядром, але

різняться кількістю нейтронів в ядрі.

Гідроген існує у вигляді декількох ізотопів – Протій 1р, 1е, 0n ; Дейтерій – 1р,1е, 1n ; Тритій – 1р, 1е,

2n.

Відносна атомна маса – це середнє арифметичне маси всіх ізотопів даного хімічного

елементу з урахуванням їх масової частки в земній корі.

Ar = A1w1 + A2w2 + …Anwn, де A1 ,А2, Аn – відносні атомні маси даних ізотопів, w1 ,w2, wn – масові

частки даних ізотопів.

Радіоактивність - самодовільний розпад нестійких атомних ядер. Радіоактивне випромінювання

обумовлено ᵞ променями.

α - розпад – випромінювання ядром α - частинок ( ядер атомів Гелію);

β - випромінювання електрона.

Ядерні реакції – штучні перетворення ядер, які відбуваються при їх бомбардуванні іншими ядрами

або елементарними частинками.

Електрон – елементарна негативно заряджена частинка, яка входить до складу атому, маса

електрону дорівнює 1/ 1836 маси протону. Рух електрону в атомі підкоряється

законам квантової механіки, за якими електрон водночас є матеріальною точкою і

хвилею. Подвійна природа електрону показана в співвідношенні де Бройля:

λ = h / mυ2, де λ - довжина хвилі електрону, h - 6,62 *10-34

Дж *с - стала Планка,

m - маса електрону, υ – його швидкість.

Атомна орбіталь – це простір, де найбільш ймовірне знаходження електрону.

Енергетичний рівень – об’єднання електронів з однаковим або майже з

однаковим запасом енергії. Номер періоду співпадає з кількістю енергетичних рівнів у даного атома.

Чим ближче до ядра розміщені електрони, тим вони характеризуються вищою енергією. Перехід

електронів на вільні орбіталі називається збудженим станом атома.

Хімічні елементи поділено на 4 родини: s, p, d, f – родини, в залежності від електронів, які

перебувають на зовнішньому енергетичному рівні даного атома.

s – електрони обертаються по сфері, максимальна кількість їх на одному енергетичному

підрівні 2. s – елементи – елементи І А-ІІА підгрупи.

p – електрони обертаються по правильній вісімці, максимальна кількість їх на одному

енергетичному рівні 6. p – елементи –елементи ІІІ А – VIII А підгрупи

d – електрони обертаються по двох взаємно перпендикулярним вісімкам, максимальна

кількість на одному енергетичному рівні 10. d – елементи – елементи І Б – VIII Б підгрупи.

10

f – електрони мають складну конфігурацію, їх максимальна кількість становить 14 на одному

енергетичному рівні. f – елементи - елементи лантаноїди та актиноїди.

Кількість електронів на одному енергетичному рівні розраховується за формулою N= 2n2,

де N- це кількість електронів на одному енергетичному рівні, а n – номер енергетичного рівня. Отже,

на першому енергетичному рівні максимальна кількість електронів 2, на другому - 8, на третьому –

18.

Будова електронних оболонок атомів хімічних елементів малих періодів.

Хімічний

Елемент

Заряд ядра Кількість

енергетичних

рівнів

Розподіл електронів

по рівнях

Електронна

формула атому

Li + 3 2 2.1 1s22s

1

Be + 4 2 2.2 1s22s

2

B + 5 2 2.3 1s22s

22p

1

C + 6 2 2.4 1s22s

22p

2

N + 7 2 2.5 1s22s

22p

3

O + 8 2 2.6 1s22s

22p

4

F + 9 2 2.7 1s22s

22p

5

Ne + 10 2 2.8 1s22s

22p

6

Na + 11 3 2.8.1 1s22s

22p

63s

1

Mg + 12 3 2.8.2 1s22s

22p

63s

2

Al + 13 3 2.8.3 1s22s

22p

63s

23p

1

Si + 14 3 2.8.4 1s22s

22p

63s

23p

2

P + 15 3 2.8.5 1s22s

22p

63s

23p

3

S + 16 3 2.8.6 1s22s

22p

63s

23p

4

Cl + 17 3 2.8.7 1s22s

22p

63s

23p

5

Ar + 18 3 2.8.8 1s22s

22p

63s

23p

6

Особливості будови електронних оболонок атомів елементів великих періодів

(на прикладі ІV періоду).

Хімічний

Елемент

Заряд ядра Кількість

енергетичних

рівнів

Розподіл електронів

по рівнях

Електронна

формула атому

K + 19 4 2.8.8.1 1s22s

22p

63s

23p

64s

1

Ca + 20 4 2.8.8.2 1s22s

22p

63s

23p

64s

2

Sc + 21 4 2.8.9.2 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

1

Ti + 22 4 2.8.10.2 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

2

V + 23 4 2.8.11.2 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

3

Cr + 24 4 2.8.13.1 !!! 1s22s

22p

63s

23p

64s

13d

5

Mn + 25 4 2.8.13.2 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

5

Fe + 26 4 2.8.14.2 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

6

Co + 27 4 2.8.15.2 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

7

Ni + 28 4 2.8.16.2 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

8

Cu + 29 4 2.8.18.1 !!! 1s22s

22p

63s

23p

64s

13d

10

Zn + 30 4 2.8.18.2 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

10

Ga + 31 4 2.8.18.3 1s22s

22p

63s

23p

64s

2 3d

104p

1

Ge + 32 4 2.8.18.4 1s22s

22p

63s

23p

64s

2 3d

104p

2

As + 33 4 2.8.18.5 1s22s

22p

63s

23p

64s

2 3d

104p

3

Se + 34 4 2.8.18.6 1s22s

22p

63s

23p

64s

2 3d

104p

4

Br + 35 4 2.8.18.7 1s22s

22p

63s

23p

64s

2 3d

104p

5

Kr + 36 4 2.8.18.8 1s22s

22p

63s

23p

64s

2 3d

104p

6

11

§ 5. Періодичний закон і періодична система Д.І. Менделєєва Д.І. Менделєєв проаналізував, узагальнив спроби класифікації хімічних елементів, які

було створено до нього.

1. Поділ елементів на метали і неметали – перша спроба класифікації хімічних

елементів, за якою всі елементи поділено на метали і неметали, при цьому металу

відповідає основний оксид, а йому, в свою чергу основа (Сa – CaO – Ca(OH)2),

неметалу – кислотний оксид, якому відповідає кислота (C - CO2 – H2CO3). Недоліком

цієї теорії є наявність амфотерних елементів (Цинк, Алюміній, Станум (IV), Плюмбум (IV),

Берилій, Манган(IV), Ферум(ІІІ), Хром(ІІІ)), які водночас проявляють властивості металів і

неметалів, відповідні амфотерні оксиди проявляють основні і кислотні властивості, а амфотерні

гідроксиди – властивості основ і кислот.

2.Класифікація Деберейнера – відомі на той час елементи розмістив в тріади, при цьому середній

член тріади має відносну молекулярну масу, яка дорівнює середньому арифметичному відносних

атомних мас двох крайніх. Недолік теорії: не всі елементи розміщувалися в тріади.

3.Класифікація Шанкуртуа: відомі на той час елементи розмістив на поверхні циліндра по

спіралеподібній лінії таким чином, що подібні елементи розміщувалися один під одним. Недолік: не

зробив узагальнюючого висновку.

4. Класифікація Мейера: відомі елементи розділив на 6 груп за їх подібністю. Недолік: не побачив

закономірності у зміні властивостей.

5. Класифікація Д.І. Менделєєва – розмістив елементи в порядку зростання їх атомних мас, подібні

елементи розмістив в групи, сформулював періодичний закон: властивості елементів, а також їх

сполук знаходяться в періодичній залежності від атомних мас елементів. Створив графічний

вираз періодичного закону – періодичну систему хімічних елементів. Недолік: деякі елементи

розміщено не в порядку зростання їх відносних атомних мас (Аргон і Калій, Телур і Йод, Кобальт і

Нікол); позитивним досягненням є те, що Д.І. Менделєєв спрогнозував існування деяких елементів

(Германій, Галій), виправив деякі атомні маси.

Сучасне формулювання періодичного закону: властивості елементів, а також

властивості їх сполук знаходяться в періодичній залежності від заряду ядер атомів цих елементів.

Графічним виразом періодичного закону є періодична система, яка складається з періодів і груп.

Фізичний зміст періодичного закону: порядковий номер хімічного елемента співпадає із

зарядом ядра атому.

Період – це горизонтальний ряд хімічних елементів, який починається лужним металом, а

закінчується інертним газом. Періоди бувають великі (4-7) і малі (2- 3).

Причина періодичності полягає в періодичній повторності будови зовнішнього енергетичного

рівня.

Подібність і відмінність великих і малих періодів:

Ознаки подібності великих і малих періодів Ознаки відмінності великих і малих періодів

1. Починається лужним металом, закінчується

інертним газом.

1. У великих періодах більше елементів, які

розміщуються у 2 ряди, 2 ряди з’єднані тріадами

елементів.

2. Металічні властивості зменшуються, через

амфотерний елемент збільшуються неметалічні.

2. У елементів великих періодів металічні

властивості елементів зменшуються повільніше

3. Основні властивості сполук зменшуються,

через амфотерну сполуку збільшуються кислотні

властивості.

3. У елементів великих періодів двічі змінюється

валентність за Оксигеном.

Причиною відмінності елементів малих і великих періодів є те, що у елементів великих періодів

електрони прибувають не на зовнішній, а на передзовнішній енергетичний рівень.

Група – це вертикальний ряд хімічних елементів, які подібні за своїми властивостями. Групи

бувають головні і побічні.

12

Подібність і відмінність головних і побічних підгруп:

Подібність головних і побічних підгруп Відмінність головних і побічних підгруп

У збудженому стані атоми елементів здатні мати

однакову кількість неспарених електронів.

1. Для елементів головних підгруп номер групи

вказує на валентність (виключення: Флуор,

Оксиген, Нітроген).

2. Елементи побічних підгруп – метали, а

головних як метали, так і неметали.

3. Для елементів головних підгруп ІV – VІІ груп

існує валентність за Гідрогеном.

Залежність властивостей елементів від положення в періодичній системі:

Властивість Визначення Зміна по періоду Зміна по групі

1. Атомний радіус Відстань між центром

ядра і зовнішнім

енергетичним рівнем

Зменшується, тому

що зростає заряд

ядра атому.

Збільшується, тому що

збільшується число

енергетичних рівнів.

2. Електронегативність Здатність атому

приєднувати електрони

з метою завершення

зовнішнього

енергетичного рівня.

Збільшується, тому

що збільшується

число електронів на

зовнішньому

енергетичному

рівні.

Зменшується, тому що

збільшується атомний

радіус.

3. Енергія іонізації Енергія, яка необхідна

для відриву електрону

від атому.



число електронів на



рівні.


збільшується атомний

радіус.

4. Валентність Визначається кількістю

неспарених електронів

на зовнішньому

енергетичному рівні

атому



кількість електронів

на зовнішньому


рівні.

Має сталі значення для

елементів головних

підгруп, тому що

однакова кількість

електронів у атомів

елементів головних

підгруп на


енергетичному рівні.

Періодичність зміни властивостей простих речовин та сполук елементів.

Властивість Визначення Зміна по періоду Зміна по групі

1. Металічні Елементи, у атомів яких 1–3

електрони на зовнішньому

енергетичному рівні, і атоми

здатні легко їх віддавати.


зростає кількість

електронів на



Збільшується, тому що

зростає атомний радіус.

2. Неметалічні Елементи, у атомів яких від

3 – х і більше електронів на

зовнішньому енергетичному

рівні, і атоми здатні легко

приєднувати електрони.

Збільшуються, тому що

зростає кількість

електронів на




зростає атомний радіус.

13

3. Основні Характеризується сполука –

основний оксид, якому

відповідає основа.


зменшуються металічні.


збільшуються металічні.

4. Кислотні Характеризується сполука –

кислотний оксид, якому

відповідає кислота.


збільшуються неметалічні.

Зменшуються, тому що

зменшуються

неметалічні.

5. Відновні Характеризується сполука –

атоми або йони якої здатні

віддавати електрони.


зменшуються металічні.


збільшуються металічні.

6. Окисні Характеризується сполука –

атоми або йони , які здатні

приєднувати електрони.


збільшуються неметалічні.


зменшуються

неметалічні.

Значення періодичного закону:

І Для науки:

поштовх розвитку фізики;

відкриття будови атому;

можливість прогнозувати властивості

елементів.

ІІ Для філософії:

підтвердив закон переходу кількісних змін в

якісні;

підтвердив закон єдності і боротьби

протилежностей;

підтвердив закон заперечення заперечення.

ІІІ Для промисловості:

поштовх розвитку атомної енергетики,

синтез речовин з властивостями,

необхідними для людини.

План характеристики елемента за місцем у періодичній системі ( на

прикладі Натрію):

1. Положення в періодичній системі:

А) номер періоду (для Натрію - №3)

Б) номер групи ( для Натрію - I)

В) головна чи побічна підгрупа (для Натрію – головна)

2. Будова атому:

А) заряд ядра (для Натрію +11)

Б) кількість протонів, електронів, нейтронів (для Натрію – 11,11, 23 – 11 = 12)

В) кількість енергетичних рівнів (для Натрію - 3).

Г) електронна формула (для Натрію - 1s22s

22p

63s

1)

3. Характер елемента та його сполук:

А) відноситься до металічних чи неметалічних (якщо на зовнішньому енергетичному рівні в атомі 1

– 3 електрони – металічний, більше за 3 – неметалічний) – Натрій – метал.

Б) характер оксиду – основний чи кислотний (якщо на першому місці в оксиді – метал, то оксид

основний, якщо неметал – кислотний) - Na2O - основний.

В) характер гідроксиду - основа чи кислота (якщо оксид основний, то йому відповідає основа, якщо

кислотний, то кислота) NaОН – основа.

4. Порівняння з сусідами по періоду і групі:

А) порівняння з сусідами по періоду (металічні властивості по періоду зменшуються, неметалічні

збільшуються). Натрій сильніше проявляє металічні властивості, ніж його сусід по періоду Магній.Б)

порівняння з сусідами по групі (металічні властивості по групі збільшуються, по періоду

14

зменшуються) Натрій проявляє сильніше металічні властивості, ніж його сусід по групі Літій, але

слабші, ніж Калій.

§ 6. Хімічний зв’язок.

Хімічний зв’язок – електростатична взаємодія атомів, яка здійснюється шляхом обміну

електронами.

Властивості хімічного зв’язку:

Довжина зв’язку - відстань між ядрами атомів, які сполучаються.

Енергія зв’язку – кількість енергії, яка необхідна для розриву зв’язку.

Направленість зв’язку обумовлює просторову структуру молекули. Наприклад, під час

утворення молекули НCl відбувається максимальне перекривання s - орбіталі атома

Гідрогену і p – орбіталі атома Хлору, молекула має форму правильної вісімки. При утворенні

молекули води в атомі Оксигену на зовнішньому енергетичному рівні є два неспарених

електрони, орбіталі яких розташовані під кутом 900. Під час утворення молекули води

орбіталь кожного p – електрона перекривається з s – орбіталями атомів Гідрогену, при цьому

відбувається відхилення кута від 900 і кут між орбіталям дорівнює 104,5

0 , що обумовлено

взаємним відштовхуванням р – орбіталей атому Оксигену. При утворенні молекули NН3 три

неспарених електрони атому Нітрогену, які є взаємно перпендикулярні, перекриваються з s –

електронами трьох атомів Гідрогену. Зв’язки розміщуються в напрямках 3 p – орбіталей, тому

молекула має форму правильної піраміди. В кутах знаходяться атоми Гідрогену, в вершині –

атом Нітрогену, кут між зв’язками 107,3 0.

Насичуваність зв’язку – здатність атомів утворювати обмежену кількість зв’язків.

Електронегативність і хімічний зв’язок:

Назва хімічного зв’язку Значення електронегативності хімічних елементів, що утворюють

молекулу.

Ковалентний неполярний Утворюється між атомами з однаковими значеннями

електронегативності.

Ковалентний полярний Утворюється між атомами, значення електронегативності яких

відрізняється незначно.

Йонний Утворюється між атомами, значення електронегативністі яких

дуже відрізняється.

Ковалентний зв’язок – це хімічний зв’язок, що здійснюється електронними

парами.

Ковалентний неполярний зв’язок утворюється між атомами з однаковими

значеннями електронегативності за рахунок усуспільнення електронів зовнішнього

енергетичного рівня з метою завершення зовнішнього енергетичного рівня (двома

однаковими неметалічними елементами). Електронні хмари розміщуються

симетрично відносно ядер обох атомів. Так утворені молекули двохатомних сполук – О2 (в молекулі

подвійний зв'язок); Н2 (в молекулі одинарний зв'язок); N2 – (в молекулі потрійний зв'язок).

Ковалентний полярний зв’язок утворюється між атомами, які в незначній мірі

відрізняються значеннями електронегативності (двома різними неметалічними

елементами). Існує обмінний спосіб утворення ковалентного полярного зв’язку і

донорно – акцепторний. При обмінному способі більш електронегативний атом

відтягає до себе електронну густину від менш електронегативного, в молекулі

виникає диполь – система двох зарядів однакових за величиною, але різних за

знаком. Мірою полярності зв’язку є електричний момент диполя μ: μ = q*l; де q

– ефективний заряд; l – довжина диполя. Електричний момент диполя –

векторна величина, напрямок його умовно приймають від позитивного заряду

до негативного. Полярність зв’язку і полярність молекули не тотожні поняття.

15

Молекула вуглекислого газу утворена ковалентним полярним зв’язком, але є неполярною (так саме

як молекула СН4, CCl4 тощо)

При донорно - акцепторному утворенні ковалентного полярного зв’язку хімічний зв’язок виникає за

рахунок двох електронної хмари одного атома і вільної орбіталі іншого. Прикладом є утворення йону

амонію: три неспарених електрони атому Нітрогену утворюють три ковалентних полярних зв’язки з

атомами Гідрогену. Електронні пари зміщені до Нітрогену як до більш електронегативного. Один з

двох спарених електронів атому Нітрогену переходить на вільну орбіталь йону Гідрогену

(утворюється під час дисоціації кислот або при частковій дисоціації води), утворюючи йон амонію за

донорно – акцепторним механізмом утворення ковалентного зв’язку (Нітроген -донор; Гідроген -

акцептор) .

Прикладом сполук , які утворені ковалентним полярним зв’язком , є Н2О, NH3, CH4.

Йонний зв’язок - хімічний зв’язок між йонами, спричинений

електростатичним притяганням (утворюються між металічним та

неметалічним елементами). Утворюється між атомами, які дуже

відрізняються значеннями електронегативності, при цьому більш

електронегативний забирає електронну густину від менш

електронегативного. Частина електронної густини продовжує належите

менш електронегативному атому, тому йонний зв’язок розглядають як

крайній випадок ковалентного полярного. Зв’язки не бувають йонними на

100%. Тому говорять про ступінь або частку йонності зв’язку, її визначають

експериментально. Передбачити полярність зв’язку можна на основі значень

відносної електронегативності атомів елементів: чим більша різниця відносних

електронегативностей сполучених атомів, тим сильніша виражена полярність. Йонний зв’язок на

відміну від ковалентного - ненасичений і ненапрямлений. Прикладами сполук, утвореними йонним

зв’язком є солі та основні оксиди.

Водневий зв’язок - це міжмолекулярний зв’язок, який виникає внаслідок електростатичного

притягання між частково позитивно зарядженим атомом Гідрогену однієї молекули і негативно

зарядженим атомом Оксигену іншої молекули. Водневий зв’язок в 10 разів слабший за ковалентний,

але його наявність обумовлює наближення молекул одна до одної, відстань між молекулами

відповідає відстані між молекулами в рідинах, тому речовини, в яких наявний водневий зв’язок –

рідини (спирти, карбонові кислоти, амінокислоти, вода, вторинна структура білка)

Типи кристалічних граток:

Атомні - в вузлах знаходяться атоми, які сполучені міцними

ковалентними зв’язками. Мають високі температури плавлення,

міцні, тверді, практично нерозчинні у воді. Приклади сполук:

алмаз, графіт, фуллерен, червоний та чорний фосфор, пісок,

кремній, карборунд.

Молекулярні – в вузлах знаходяться молекули, між якими діють не сильні сили

міжмолекулярної взаємодії (ван – дер – ваальсовські сили). Речовини

характеризуються невисокими температурами кипіння, плавлення, тверді, рідкі,

газоподібні, це більшість органічних сполук, а також вода, твердий вуглекислий

газ (“сухий лід”), тверді галогеноводні, майже всі органічні речовини.

Йонні - в вузлах знаходяться йони, розташовані таким чином, що йон одного

знаку оточений шістьма протилежного. Зв’язки між йонами дуже міцні. Приклади

сполук: солі.

Металічні – в вузлах знаходяться атом – йони, в певний момент часу атом

втрачає електрони і перетворюється на позитивно заряджений йон. Електрони, які

вільно рухаються по кристалу, називають “електронним газом” і вони обумовлюють

фізичні властивості металів: блиск, тепло – та електропровідність, пластичність.

16

§ 7. Класифікація хімічних реакцій.

Хімічна реакція – це процес взаємодії речовин, який супроводжується зміною складу речовин.

Ознаки хімічних реакцій: виділення газу, запаху, тепла, утворення осаду, виникнення

електричного струму при створенні гальванічного елементу, зміна кольору,

Умови, необхідні для здійснення хімічної реакції: стикання речовин, подрібнення,

нагрівання речовин.

Класифікація хімічних реакцій:

І За кількістю вихідних речовин і продуктів реакції:

Реакції сполучення – це реакції, в яких з декількох простих або складних речовин

утворюється одна складна.

2Mg +O2 = 2MgO;

CaO + H2O = Ca(OH)2

Реакція розкладу – це реакція, в якій з однієї складної речовини утворюється декілька

простих або складних речовин.

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑

Реакція заміщення – це реакція, в яку вступають проста і складна речовини, при цьому

атоми простої речовини заміщують декілька атомів в складній.

2K + 2H2O = 2KOH + H2↑

Pеакція обміну - це реакція, в яку вступають дві складні речовини, обмінюються своїми

складовими частинами з утворенням двох нових складних.

BaCl 2 +Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl

Реакція нейтралізація - це реакція обміну, в яку вступає кислота і основа.

KOH + HCl = KCl + H2O

ІІ За принципом оборотності:

1. Необоротні – це реакції, які відбуваються в одному напрямку внаслідок утворення осаду, газу

або малодисоційованої сполуки. BaCl 2 +Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 ↑


2. Оборотні – це реакції, які відбуваються в двох взаємно протилежних напрямках, складаються з

прямої та зворотної. N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Хімічна рівновага – це стан системи, при якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості

зворотної.

Принцип Ле Шательє: якщо на систему, яка знаходиться в стані хімічної рівноваги

чиниться який – небудь вплив (змінюється тиск, концентрація або температура), то цей

вплив сприяє перебігу тієї з двох протилежних реакцій, що послаблює його.

Умови зміщення хімічної рівноваги:

1. Зміна температури: збільшення температури сприяє зсуву рівноваги в бік

ендотермічної реакції; зменшення температури сприяє зсуву рівноваги в бік

екзотермічної реакції.

2. Зміна концентрації: збільшення концентрації вихідних речовин сприяє зсуву рівноваги в бік

продуктів реакції, зменшення концентрації вихідних речовин сприяє зсуву рівноваги в бік вихідних

речовин.

3. Зміна тиску: впливатиме за умови, що в реакцію вступають гази і об’єми цих газів в процесі

реакції змінюються. Збільшення тиску сприяє перебігу реакції, яка відбувається із зменшенням

об’ємів; зменшення тиску сприяє перебігу реакцій, які відбуваються із збільшенням об’ємів.

ІІІ. За тепловим ефектом.

Тепловий ефект – енергія, яка виділяється або поглинається під час хімічної реакції.

Екзотермічні реакції – реакції, які відбуваються із виділенням теплоти(∆Н˂0).

17

Ендотермічні реакції – реакції, які відбуваються з поглинанням теплоти(∆Н˃0).

Термохімічні рівняння – рівняння, в яких вказано тепловий ефект.

Теплота утворення – тепловий ефект утворення 1 моль сполуки з простих речовин в їх

стандартному стані (стандартні умови р= 101,325 кПа, Т = 298 К).

ІV За зміною ступеня окислення:

Окисно – відновні реакції – це реакції, в яких відбувається зміна ступенів окислення атомів

елементів.

Окислення – це процес віддачі електронів.

Відновник – атом або йон, який віддає електрони.

Відновлення – це процес приєднання електронів.

Окисник – атом або йон, який приєднує електрони.

Класифікація окисно – відновних реакцій: в основу класифікації покладено розміщення окисника і

відновника в межах однієї або різних молекул:

1. міжмолекулярні – окисник і відновник містяться в різних молекулах.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O

Mn+7

+5e → Mn+2

2 окисник, процес відновлення

S+4

–2e → S+6

5 відновник, процес окислення

2. внутрішньо молекулярні – окисник і відновник містяться в одній молекулі.

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Cl+5

+ 6e → Cl- 2 окисник, процес відновлення

2O-2

– 4e → O2 3 відновник, процес окислення

3. диспропорціонування (самоокиснення та самовідновлення) – один і той же елемент підвищує і

знижує ступінь окислення.

3S + 6 KOH = 2K2S + K2SO3 + 3 H2O

S0 + 2e → S

-2 2 окисник, процес відновлення

S0 - 4e → S

+4 1 відновник, процес окислення

Значення окисно – відновних реакцій: найбільше значення в природі і техніці, обумовлюють процеси

дихання, обміну речовин, гниття, бродіння, фотосинтез. Окисно – відновні реакції відбуваються під

час корозії металів, згоряння палива, електролізі, в металургійних процесах, процесах добування

мінеральних добрив, пластмас, канчуків, нітратної і сульфатної кислот, амоніаку, лугів. Внаслідок

окисно- відновних реакцій хімічна енергія перетворюється на електричну в гальванічних елементах і

акумуляторах.

V За присутністю чи відсутністю каталізатора:

1. Некаталітичні Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

2. Каталітичні:

N2 + 3H2 (Fe) ↔ 2NH3

H2O2 (MnO2) = H2O + O2

4NH3+ 5O2 (Pt) = 4NO + 6H2O

2SO2 + O2 (V2O5) =2SO3

VІ За агрегатним станом вихідних речовин і продуктів реакції.

1. Гомогенні N2 (г) + 3H2 (г) ↔ 2NH3 ↑(г)

2. Гетерогенні СaCO3 (тв.) + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑

18

§ 8. Швидкість хімічних реакцій.

Швидкість хімічної реакції визначається зміною кількості речовини за одиницю часу в

одиниці обєму..

ΰ= Δn /V*Δ t Вимірюється в моль/л*с

З часом швидкість хімічних реакції зменшується, це обумовлено поступовим зменшенням

концентрації реагуючих речовин.

Швидкість реакції залежить від:

1. Природа реагуючих речовин: під природою розуміють будову атому, значення електродного

потенціалу, тип хімічного зв’язку, тип кристалічної гратки тощо.

2. Концентрація реагуючих речовин: залежність виражається законом діючих мас – швидкість

хімічної реакції прямо пропорційна концентрації реагуючих речовин.

Для реакцій типу А + В→С Ừ= kсасb;

де k- константа швидкості, фізико - хімічний зміст якої полягає в наступному: k = 1, якщо добуток

концентрацій реагуючих речовин дорівнює 1. k залежить від природи реагуючих речовин і

температури, але не залежить від їх концентрації.

Рівняння, що зв’язує швидкість реакції з концентрацією реагуючих речовин, називається кінетичним

рівнянням. Рівняння реакції не враховує концентрації твердих речовин.

3. Площа стикання реагуючих речовин: чим більша площа стикання реагуючих речовин, тим

більша швидкість хімічних реакцій (даний фактор впливає лише на швидкість гетерогенних реакцій

– реакцій, в яких речовини перебувають в різних агрегатних станах; гомогенні реакції – це реакції,

реагенти якої перебувають в однаковому агрегатному стані).

4. Температура. Залежність виражається правилом Вант – Гоффа: при збільшенні температури на

кожні 100 швидкість хімічних реакцій зростає в 2- 4 рази.

Ừ 2 = Ừ1 γΤ-Τ/10

, де γ- температурний коефіцієнт.

Температура впливає на швидкість хімічної реакції, збільшуючи константу швидкості. Це

пояснюється тим, що в хімічну взаємодію вступають лише активні молекули, що мають енергію

достатню для здійснення хімічної реакції. Неактивні частинки можна зробити активними, надавши

їм необхідну додаткову енергію – цей процес називається активацією: з підвищенням температури

число активних молекул значно зростає, внаслідок чого різко зростає швидкість реакції. Енергія, яку

необхідно надати молекулам реагуючих речовин, щоб перетворити їх на активні, називається

енергією активації. Вона залежить від природи реагуючих речовин і є характеристикою кожної

реакції.

5. Тиск. Впливає на збільшення швидкості реакції, в яку вступають гази: збільшення тиску сприяє

збільшенню швидкості.

6. Каталізатори – це речовини, які прискорюють хімічні реакції, але не входять до складу продуктів

реакції. Хімічні реакції, що відбуваються за участю каталізатора, називаються каталітичними.

Позитивний каталіз – прискорення хімічної реакції, негативний каталіз – сповільнення хімічної

реакції. Гомогенний каталіз – реагуючі речовини і каталізатор знаходяться в одному агрегатному

стані; гетерогенний каталіз – реагуючі речовини і каталізатор знаходяться в різних агрегатних

станах.

Механізм дії каталізатора: Речовини А і В реагують повільно, в систему вводять каталізатор К:

А +К = АК. К з речовиною А утворює тимчасовий комплекс АК.

АК миттєво реагує з В: АК + В = АВ + К.

Каталізатори в неорганічній хімії:

N2 + 3H2 (Fe) ↔ 2NH3

H2O2 (MnO2) = H2O + O2

4NH3+ 5O2 (Pt) = 4NO + 6H2O

2SO2 + O2 (V2O5) =2SO3

Інгібітори – це речовини, які уповільнюють швидкість хімічних реакцій.

Значення каталітичних процесів: добування сульфатної кислоти; синтез амоніаку, добування з

твердого вугілля рідкого палива, переробка нафти й природного газу, добування штучного каучуку,

19

пластмас, гідрогенізація жирів. Біологічні каталізатори – ферменти, за їх участю відбуваються

складні хімічні процеси в живих організмах.

§ 9 Розчини

Дисперсна система - це система, яка складається з дисперсної фази і дисперсного середовища.

Дисперсна фаза – це речовина, яка рівномірно розподілена в дисперсному середовищі.

Дисперсне середовище – це середовище, в якому розподілена дисперсна фаза.

Прикладами дисперсних систем є:

туман (дисперсне середовище - повітря, дисперсна фаза – вода);

дим (дисперсне середовище – повітря, дисперсне фаза – частинки сажі);

молоко (дисперсне середовище – вода, дисперсна фаза – жир);

масло (дисперсне середовище – жир, дисперсна фаза – вода).

Класифікація дисперсних систем:

Дисперсна система поділяється на завіси і розчини.

Завіси поділяються на суспензії і емульсії.

Суспензії – це дисперсні системи, в яких дисперсна фаза – тверда речовина, а дисперсне

середовище – рідка речовина, при цьому тверда речовина нерозчинна в рідині (пісок +вода).

Емульсія - це дисперсна система, в якій дисперсна фаза і дисперсне середовище – рідини,

що взаємно не змішуються між собою (олія + вода).

Розчини поділяються на істинні та колоїдні .

Колоїдні розчини – це неоднорідні системи, які складаються з двох фаз, між якими існує

межа поділу. Розміри колоїдних частинок менші, ніж в суспензіях і емульсіях, але більше, ніж

в істинних розчинах. Для колоїдних розчинів характерний ефект Тиндаля – здатність

колоїдних розчинів розсіювати світло.

Приклади: білок яйця, кров, лімфа, крохмальний клейстер.

Розчин – це однорідна система, яка складається з розчинника і розчиненої речовини, між

якими відбувається фізична і хімічна взаємодія.

Розміри частинок в суспензіях і емульсіях значно більше, ніж в колоїдних розчинах, а в колоїдних

розчинах більші, ніж в справжніх розчинах.

Процес розчинення – це фізико – хімічний процес, в якому переважає або фізична, або хімічна

сторона, в залежності від речовини, яка розчиняється.

а) Фізична сторона процесу розчинення.

Розчинення сполук з йонною кристалічною граткою:

1. Орієнтація диполів навколо кристалічної гратки: диполі води підходять до йонної кристалічної

гратки таким чином, що позитивний полюс диполя підходить до негативного йону, а негативний –

до позитивного.

2. Руйнування кристалічної гратки: внаслідок електростатичної взаємодії позитивного і негативного

полюсів диполі води виривають йони з кристалічної гратки.

3. Утворення гідратованих йонів: утворюються гідратовані йони – йони, оточені диполями води.

Йон Гідрогену, оточений диполями води, називається йоном Гідроксонію – Н3О+.

4. Дифузія.

Розчинення сполук з молекулярною кристалічною граткою:

1. Поляризація молекули.

2. Руйнування кристалічної гратки.

3. Гідратація (утворення гідратованих іонів).

4. Дифузія.

б) Хімічна сторона процесу розчинення: при розчиненні деяких речовин відбувається хімічна

реакція:

CuSO4 + 5H2O = CuSO4 * 5H2O ознака хімічної реакції - зміна кольору;

H2SO4 + nH2O = H2SO4 * nH2O виділення тепла;

KNO3 + nH2O = KNO3 * nH2O поглинання теплоти;

20

Кристалогідрати – це речовини, які містять хімічно зв’язану воду.

CuSO4*5H2O купрум(ІІ) сульфат пентагідрат, мідний купорос;

FeSO4*7H2O ферум(ІІ) сульфат гептагідрат, залізний купорос;

Na2SO4*10H2O натрій сульфат декагідрат, глауберова сіль;

CaSO4*2H2O кальцій сульфат дигідрат, гіпс.

Na2СO3*10H2O натрій карбонат декагідрат, кристалічна сода.

СаСО3*0,5 Н2О алебастр.

Теплові явища при розчинені:

А) поглинання теплоти:

для руйнування кристалічної гратки і процесу розчинення необхідна енергія

Якщо енергія, яка надана для руйнування і розчинення більша за ту, яка

виділяється в процесі розчинення, то спостерігається поглинання теплоти – процес

ендотермічний.

Б) виділення теплоти: якщо енергія, яка надана для руйнування і

розчинення менша за ту, яка виділяється в процесі розчинення, то

спостерігається виділення теплоти – процес екзотермічний.

Розчинність – властивість речовин розчинятися у воді та інших

розчинниках. Вона залежить від:

1. Природи реагуючих речовин. Залежно від природи речовини поділяються на розчинні, нерозчинні

та малорозчинні.

Розчинними (р) називаються речовини, розчинність яких понад 1 г речовини у 100 г води;

Малорозчинними (м) називаються речовини, розчинність яких від 1 г до 0,001г речовини у 100 г

води

Нерозчинні (н) - розчинність менше 0,001г речовини у 100 г .

2. Температури – для більшості речовин при збільшенні температури розчинність збільшується,

розчинність газів при збільшенні температури зменшується (залежність демонструється на кривих

розчинності).

3.Тиску – впливає лише на розчинність газів: при збільшенні тиску розчинність газів зростає.

Класифікація розчинів.

1. За концентрацією – концентровані і розведені.

2. За агрегатним станом: тверді ( сплави), рідкі (розчини кислот, солей, луги) та газоподібні (повітря).

3. За насичуваністю:

Насичений розчин – розчин, який знаходиться в рівновазі з речовиною, яка розчинена.

Ненасиченим називається розчин, в якому можна розчинити додаткову порцію речовини.

Перенасичений розчин – це розчин, який містить більше розчиненої речовини, чим її є в

насиченому.

Кристалізація – виділення речовини з розчину при зниженні температури.

Способи кількісного вираження складу розчинів:

1. Масова частка розчиненої речовини – це фізична величина, яка дорівнює відношенню маси

речовини до маси розчину:

w = (m речовини/mрозчину)*100%

m речовини = mрозчину* w/ 100%

m розчину = m речовини*100% / w

m розчину = m речовини + m(Н2О)

2. Молярна концентрація - це фізична величина, яка дорівнює відношенню кількості речовини до

об’єму розчину.

C = n/V

21

3. Коефіцієнт розчинності – це відношення маси речовини до маси розчинника. Kp= mp-ну/ mH2O

4. Густина розчину – це відношення маси розчину до його об’єму ρ = mp-ну/Vр-ну.

Густина води дорівнює 1 г/см3.

§ 10. Теорія електролітичної дисоціації.

Електролітична дисоціація – це процес розпаду електроліту на йони.

Електроліти - це речовини, які в водних розчинах розпадаються на йони і тому проводять

електричний струм.

Неелектроліти – це речовини, які не розпадаються в водних розчинах на йони і тому не

проводять електричний струм.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації: (створив Ареніус,1887, пізніше була

розвинута багатьма вченими на основі вчення про будову атомів і хімічний зв’язок).

1. При розчиненні у воді електроліти розпадаються на позитивно заряджені йони – катіони і

негативно заряджені йони – аніони. Йони в розчині взаємодіють з молекулами води (гідратація).

2. Під дією постійного електричного струму катіони рухаються до катоду, аніони – до аноду.

3. Процес дисоціації є оборотнім: зворотнім до дисоціації є процес асоціації.

Механізм дисоціації:

А) дисоціація сполуки з йонним хімічним зв’язком:

Під час розчинення диполі води орієнтуються таким чином, що позитивні полюси диполя підходять

до негативного йону, а негативний полюс - до позитивного. Внаслідок електростатичної взаємодії

протилежних зарядів диполі води виривають йони з йонної кристалічної решітки, утворюються

гідратовані іони.

б) дисоціація сполук з ковалентним полярним зв’язком:

Навколо кожної полярної молекули диполі орієнтуються таким чином, що позитивний полюс диполя

підходить до негативного полюсу молекули, а негативний полюс – до позитивного, тобто процесу

гідратації передує процес поляризації, після якої дисоціація відбувається по прикладу йонної

сполуки.

Електроліти поділяються на сильні і слабкі. Мірою сили електроліту є ступінь дисоціації –

відношення числа молекул, які розпалися на йони до загального числа молекул в розчині. Ступінь

дисоціації залежить від природи електроліту і розчинника, концентрації електроліту і температури.

- Сильні електроліти – електроліти, ступінь дисоціації яких більша за 0,3: майже всі солі,

сильні кислоти, луги.

- Середні електроліти: електроліти, ступінь дисоціації яких менша за 0,3, але більша за

0,03 (ортофосфорна кислота).

- Слабкі електроліти – це електроліти, ступінь дисоціації яких менше 0,03: це слабкі

кислоти і слабкі основи(NH4OH).

Кислоти, з погляду теорії електролітичної дисоціації, - це електроліти, при дисоціації яких

утворюються катіони Н+.

. HCl ↔ H+

+ Cl -

H2SO4 ↔ H+

+ HSO4-

ступінчаста дисоціація кислот

HSO4- ↔ H

+ + SO4

2-

Основність кислоти визначається кількістю атомів Гідрогену, які утворюються при дисоціації

кислоти. Найкраще відбувається перша стадія дисоціації.

Основи, з погляду теорії електролітичної дисоціації, - це електроліти, під час дисоціації яких

утворюються аніони гідроксогрупи.

КОН ↔ К+ + ОН

-

Ва(ОН)2 ↔ Ва(ОН)+ + ОН

- ступінчаста дисоціація основ

Ва(ОН)- ↔Ва

2+ + ОН

-

Середні солі – це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металу і аніони

кислотного залишку. Al2 (SO4)3 ↔ 2Al3+

+ 3SO42-

22

Кислі солі – це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів, Гідрогену та аніони

кислотних залишків. NaHCO3 ↔Na+

+ H+ + CO3

2-.

Реакції йонного обміну – це всі реакції між йонами, що відбуваються у водних розчинах

електролітів.

Умови, за яких реакції йонного обміну відбуваються до кінця за умов:

утворення осаду

BaCl2+ Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Ba2+

+ 2Cl- + 2Na

+ + SO4

2- = BaSO4 + 2 Na

+ + 2 Cl

-

Ba

2+ + SO

2-4 = BaSO4

газу

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

2Na+

+ CO32-

+ 2H+ + 2Cl

- = 2Na

+ + 2Cl

- + H2O + CO2

CO32-

+ 2H+ = H2O + CO2

утворення малодисоційованої сполуки 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

2K+

+ 2OH- + 2H

+ + SO4

2- = 2K

+ + SO4

2- + 2H2O

2H+

+ 2OH- = 2H2O

§ 11 ООккссииддии..

Оксиди

Несолетворні Солетворні

(СО, NO, N2O, SiO)

Основні Амфотерні Кислотні

Оксиди – це складні речовини, які складаються з двох хімічних елементів, один з яких Оксиген і

з ступенем окиснення -2.

Класифікація:

Змішані – ті, що є сумішшю двох оксидів одного елементу з різними ступенями окислення.

Формула

змішаного оксиду

З яких оксидів

складається

Гідроксиди, які

відповідають даним

змішаним оксидам

Fe3O4 FeO*Fe2O3 Fe(OH)2; Fe(OH)3

Pb3O4 2PbO* PbO2 Pb(OH)2; Pb(OH)4

NO2 (N2O4) N2O3* N2O5 HNO2; HNO3

Кислотні (або ангідриди) – ті, що реагують з водою, утворюючи кислоти; з основами і

основними оксидами, утворюючи солі.

Кислотний оксид Кислота, що йому відповідає:

СO2 H2CO3

SO2 H2SO3

SO3 H2SO4

P2O3 H3PO3

P2O5 HPO3;H4P2O7; H3PO4

SiO2 H2SiO3 ( не утворюється при

взаємодії з водою)

23

N2O3 HNO2

N2O5 HNO3

Cl2O HСlO

Cl2O3 HClO2

Cl2O5 HClO3

Cl2O7 HClO4

Основні – ті, що реагують з водою, з утворенням основи (оксиди, утворені елементами ІА і

ІІА підгруп), з кислотами і кислотними оксидами, утворюючи солі. Приклади: CaO,Na2O.

Амфотерні – ті, які в залежності від умов проявляють властивості і кислотних , і основних

оксидів Приклади ZnO;Al2O3, BeO, SnO, PbO, Fe2O3, Cr2O3,MnO2.

Доказ амфотерності цинк оксиду:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O - поводить себе як основний оксид

ZnO + 2NaOH (t) = Na2ZnO2 + H2O – поводить себе як кислотний оксид

натрій цинкат

ZnO + 2NaOH + H2O= Na2[Zn(OН)4]

Натрій тетрагідроксоцинкат

Доказ амфотерності алюміній оксиду:

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O - поводить себе як основний оксид

Al2O3 + 2NaOH (t) = 2NaAlO2 + H2O – поводить себе як кислотний оксид

Натрій алюмінат

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OН)4] натрій тетрагідроксоалюмінат

Несолетворні – ті, які не реагують ні з кислотами, ні з основами; солей не утворюють

NO – нітроген(ІІ) оксид;

N2O - нітроген (І) оксид, газ, що звеселяє;

СО – карбон (ІІ) оксид, чадний газ;

SiO –силіцій (ІІ) оксид.

Добування оксидів:

1. Взаємодія простих речовин з киснем (так добувають переважно оксиди неметалів):

S + O2=SO2

2. Термічний розклад основ, солей, кислот (так добувають переважно оксиди металів):

CaCO3 = CaO + CO2;

2H3BO3 = B2O3 + 3H2O;

Mg(OH)2 = MgO + H2O

3. Горіння(окиснення) бінарних сполук: 2ZnS + 3O2 =2ZnO + 2H2O

Хімічні властивості:

І Кислотно- основні властивості оксидів

1. Взаємодія з водою основних оксидів:

основний оксид (утворений елементами ІА і ІІА підгруп) + вода = основа:

CaO + H2O = Ca(OH)2

CuO + H2O = не відбувається.

2. Взаємодія з водою кислотних оксидів:

кислотний оксид (крім SiO2) + вода = кислота

P2O5 + 3 H2O = 2H3PO4

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

3. Взаємодія основних оксидів з кислотами з утворенням солі і води:

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

Fe3O4 + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

4. Взаємодія кислотних оксидів з лугами з утворенням солі і води:

CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O

24

2KOH + 2NO2 = KNO2 + KNO3 + H2O

5. Взаємодія основних та кислотних оксидів з утворенням солі:

BaO + SiO2 = BaSiO3;

Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3

ІІ Окисно-відновні властивості оксидів: в окисно- відновних реакціях можуть бути як окисниками,

так і відновниками:

1. Оксид як окисник: CuO + H2 = Cu + H2O. CuO - окисник

2. Оксид як відновник CuO + CO = Cu + CO2. СО - відновник

§ 12. Кислоти

Кислоти – це складні речовини, які складаються з кислотного залишку і атомів Гідрогену, здатних

заміщуватися або обмінюватися на атоми металу.


1. За силою:

сильні (HCl,H2SO4, HNO3, HClO4),

середні (H3PO4),

слабкі (H2S, H2SO3, H2CO3,HNO2, H2SiO3).

2. За вмістом Оксигену:

оксигеновмісні (H2SO4),

безоксигенові (HCl).

3. За основністю:

одноосновні (HCl),

двохосновні (H2SO4),

трьохосновні (H3PO4).

Назва кислот за

сучасною

номенклатурою

Раніш вживана

назва кислот

Формула Кислотний

залишок

Назва солі

Нітритна Азотиста HNO2 NO2 Нітрит

Нітратна Азотна HNO3 NO3 Нітрат

Бромідна Бромоводнева HBr Br Бромід

Йоді дна Йодоводнева HI I Йодід

Силікатна Кремнієва H2SiO3 SiO32-

Силікат

Манганатна (VII) Перманганатна HMnO4 MnO4 -

Перманганат

Манганатна (VI) Манганатна H2MnO4 MnO42-

Манганат

Сульфатна Сірчана H2SO4 SO42-

Сульфат, гідрогенсульфат

Сульфітна Сірчиста H2SO3 SO32-

Сульфіт, гідроген сульфіт

Сульфідна Сірководнева H2S S2-

Сульфід, гідрогенсульфід

Карбонатна Вугільна H2CO3 CO32-

Карбонат, гідроген карбонат

Ортофосфатна Фосфорна H3PO4 PO43-

;HPO42-

;

H2PO4-

Ортофосфат,гідрогенфосфат,

дигідрогенфосфат

Мета фосфатна Мета фосфорна HPO3 PO3-

Метафосфат

Хлорна(І) Хлорнуватиста HClO ClO-

Гіпохлорит

Хлорна (ІІІ) Хлориста HClO2 ClO2-

Хлорит

Хлорна (V) Хлорновата HClO3 ClO3-

Хлорат

Хлорна (VII) Хлорна HClO4 ClO4-

Перхлорат

Хлоридна Соляна HCl Cl-

Хлорид

Хроматна Хроматна H2CrO4 CrO42-

Хромат

Хромітна Хромітна HCrO2 CrO2-

Хроміт

Дихромова Дихромова H2Cr2O7 Cr2O72-

Дихромат

Цианідна Цианіста НСN CN-

Цианат

25


1. Дія на індикатори: лакмус забарвлюється в червоний колір, метиловий оранжевий – в рожевий,

фенолфталеїн залишається безбарвним.

2. Взаємодія з металами:

кислоти – не окисник при взаємодії з металами, які в ряду активності металів знаходяться до

Н, утворюють сіль та водень :

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑

При взаємодії з металами кислот – окисників (концентрованої сульфатної та концентрованою

та розведеною нітратною) водень не виділяється.

Сульфатна кислота з металами, які в ряду активності металів знаходяться після Н:

Au + H2SO4 = не взаємодіє.

Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O;

Cu + 2H2SO4 (розв.) = не взаємодіє;

Сульфатна кислота з металами, які в ряду активності металів знаходяться до Н (залізо, алюміній та

хром концентрована сульфатна кислота пасивує, тобто переводить в неактивний стан).

Zn+ 2H2SO4 (конц.) = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O;

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑;

Нітратна кислота з металами, які в ряду активності металів знаходяться після Н:

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO↑ + 2H2O. Суміш нітратної і хлоридної кислот називається

«царською горілкою».

Cu + 4HNO3 (конц.)= Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑+ 2H2O

3Cu + 8HNO3 (розв.)= 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Нітратна кислота з металами, які в ряду активності металів знаходяться до Н: (залізо, алюміній та

хром концентрована нітратна кислота пасивує, тобто переводить в неактивний стан).

3Zn+8 HNO3 (конц.) = 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O;

4Zn+ 10HNO3 (розв) = 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O;

3. Взаємодія з основами: при взаємодії розчинних і нерозчинних основ з кислотами утворюється

сіль та вода. 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

4. Взаємодія з основними оксидами: при взаємодії основних оксидів з кислотами утворюється сіль

та вода. CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

5. Взаємодія з солями: при взаємодії солей слабких кислот із сильними кислотами утворюється

нова сіль та нова кислота Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑

Добування:

1. Взаємодія простих речовин з воднем (добувають лише безоксигенові кислоти) Cl2 + Н2=2НCl

2. Взаємодія води з кислотними оксидами (добувають лише оксигеновмісні кислоти)

N2O5 + H2O = 2HNO3

3. Взаємодія солей з кислотами (добування кислот в лабораторії)

NaCl + H2SO4 = HCl↑ + NaHSO4

§ 13. Основи

Основи – це складні речовини, які складаються з атомів металів, з’єднаних з однією або декількома

гідроксогрупами.

Класифікація: Основи

за розчинністю: за числом гідроксильних груп

розчинні (луги) – KOH, NaOH; CsOH;Ca(OH)2; - однокислотні KOH;

LiOH; Sr(OH)2. - двох кислотні Cu(OH)2;

нерозчинні – Fe(OH)3 та інші за таблицею розчинності - трьохкислотні Al(OH)3.

26

Фізичні властивості: утворені йонними кристалічними гратками, тому мають високі

температури плавлення, луги- розчинні у воді, білі кристалічні речовини, основи – нерозчинні

гідроксиди, деякі забарвлені:

Cu(OH)2 – синій осад;

Fe(OH)2 –зеленуватий осад;

Fe(OH)3 – бурий осад;

Zn(OH)2 – білий осад, який розчиняється в надлишку лугу;

Al(OH)3 ––білий драглистий осад, який розчиняється в надлишку лугу;

Mg(OH)2 – білий осад.

Добування:

Взаємодія металів або їх оксидів або гідридів з водою (добувають луги):

2Na +2H2O = 2NaOH + H2↑

K2O + H2O = 2KOH

2NaН + H2O = 2NaOH + H2↑

Дія лугів на водні розчини солей (добувають нерозчинні основи):

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 ↓+ Na2SO4

Електроліз розчинів солей (промисловий спосіб добування КОН і NaОН)

2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 ↑+ Cl2↑


1. Дія лугів на індикатори: метиловий оранжевий стає жовтим, лакмус – синім, фенолфталеїн -

малиновий.

2. Взаємодія з кислотами (реакція нейтралізації): при взаємодії розчинних і нерозчинних основ з

кислотами утворюється сіль та вода.


Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + H2O

3. Взаємодія з кислотними оксидами: при взаємодії лугів з кислотними оксидами утворюється сіль

та вода 2NaOH +CO2= Na2CO3 + H2O

4. Взаємодія лугів з розчинами солей: при взаємодії лугів з розчинними солями утворюється нова

сіль та нова основа. 2KOH +CuSO4 = Cu(OH)2 ↓+ K2SO4

Відношення до нагрівання: луги стійкі, більшість основ розкладається з утворенням основних

оксидів та води: Cu(OH)2 = CuO + H2O

Властивості амфотерних гідроксидів:

Доказ амфотерності цинк гідроксиду:

Zn(OН)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O - поводить себе як основа

Zn(OН)2 + 2NaOH (t) = Na 2ZnO2 + 2H2O – поводить себе як кислота

Натрій цинкат

Zn(OН)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OН)4]

Натрій тетрагідроксоцинкат

Доказ амфотерності алюміній гідроксиду:

2Al(OН)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O - поводить себе як основний оксид

2Al(ОН)3+ 2NaOH (t) = 2NaAlO2 + 4H2O – поводить себе як кислотний оксид

Натрій алюмінат

Al(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OН)4]

ННааттрріійй ттееттррааггііддррооккссооааллююммііннаатт

27

§ 14. Солі

Солі - це складні речовини, які складаються з атомів металів та кислотних залишків.


Середні – продукти повного заміщення атомів Гідрогену на метал (K2SO4).

Кислі – продукти неповного заміщення атомів Гідрогену на метал (NaHCO3).

Основні – солі, які крім йонів металу і кислотного залишку, містять гідроксогрупи

(Al(OH)2Cl).

Подвійні – солі, в яких атоми Гідрогену багатоосновних кислот заміщено різними металами

(KNaSO4).

Змішанні – солі двох кислот (CaClBr).

Комплексні – солі, які містять комплексний іон [Ag(NH3)2]Cl.

Добування:

Взаємодія кислот і основ KOH + HCl = KCl + H2O

Bзаємодія кислот і основних оксидів H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O

Взаємодія лугів з кислотними оксидами 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

Взаємодія основних і кислотних оксидів Na2O + CO2 = Na2CO3

Взаємодія лугів з солями 3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3 ↓+ 3KCl

Взаємодія кислот з солями Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑

Взаємодія двох солей AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3

Взаємодія простих речовин 2K + Cl2 = 2KCl

Взаємодія металів з кислотами 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑

Взаємодія металів з солями Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Термічний розклад деяких оксигеновмісних солей 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2↑


1. Відношення до нагрівання: більшість солей термічно стійкі, розкладаються солі слабких кислот, а

також утворені сильними окисниками або відновниками.

(NH4)2Cr2O7 = N2↑ + Cr2O3 + 4H2O

CaCO3 = CaO + CO2↑

2. З кислотами: AgNO3 + HCl = AgCl ↓+ HNO3

3. З лугами: 2KOH +CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4

4. З металами – метал, який в електрохімічному ряду активності металів знаходиться лівіше, здатний

витіснити менш активний метал з розчину солі: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Солі між собою: AgNO3 + KCl = AgCl ↓+ KNO3

Поняття про комплексні сполуки: комплексною сполукою називають молекулу або йон, які мають

в своєму складі атом А, до якого приєднуються атоми В або групи атомів С, в кількостях більших,

ніж це слідує з законів класичної валентності.

K3 [Fe(CN)6] [Ag(NH3)2]Cl

комплексоутворювач або центральний атом

ліганди

координаційне число

Поняття про гідроліз солей: гідролізом називають процес взаємодії йонів солі з водою, внаслідок

якої утворюється слабкий електроліт. Якщо розглянути будь – яку сіль як продукт взаємодії кислоти

і основи, то виділяють 4 види гідролізу:

28

1) гідроліз солі, утвореної сильною основою і сильною кислотою, - гідроліз такої солі не

відбувається, тому що йони таких солей не можуть утворювати з водою слабких електролітів,

реакція середовища в розчинах таких солей нейтральна (pH =7).

2) гідроліз солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою – реакція середовища кисла

(pH˂7):

AlCl3 + HOH ↔Al(OH)Cl2+ HCl

Al3+

+ 3Cl- + HOH ↔Al(OH)

2+ + 2Cl

- + H

+ + Cl

-

Al3+

+ HOH ↔ Al(OH)2+

+ H+

Al(OH)Cl2 + HOH ↔Al(OH)2Cl + HCl

Al(OH)2+

+ 2Cl- + HOH ↔ Al(OH)2

+ + Cl

- + H

+ + Cl

-

Al(OH)2+

+ HOH ↔ Al(OH)2+ + H

+

Al(OH)2Cl + HOH ↔ Al(OH)3 + HCl

Al(OH)2+ + Cl

- + HOH ↔Al(OH)3 + H

+ + Cl

-

Al(OH)2+ + HOH ↔ Al(OH)3 + H

+

3) гідроліз солі, утвореної сильною основою і слабкою кислотою – реакція середовища лужна

(pH˃7).

К2СО3 + НОН ↔ КНСО3 + КОН

2К+ + СО3

2- + НОН ↔ К

+ + НСО3

- + К

+ + ОН

-

СО32-

+ НОН ↔ НСО3- + ОН

-

КНСО3 + НОН ↔ Н2О + СО2 ↑+ КОН

К+ + НСО3

- + НОН ↔ Н2О + СО2 ↑+ К

+ + ОН

-

НСО3- + НОН ↔ Н2О + СО2 ↑ + ОН

-

4) гідроліз солі, утвореної слабкою основою і слабкою кислотою:

Al2S3 + 6HOH = 2Al(OH)3 ↓+ 3H2S↑ гідроліз в даному випадку необоротній.

Реакція середовища залежить від ступеня дисоціації продуктів гідролізу.

Генетичний зв'язок між класами неорганічних речовин

Речовина

проста складна

метали неметали оксиди кислоти основи солі

Оксиди Основи

Оксиди –це складні речовини, які складаються з

двох хімічних елементів, один з яких Оксиген.

Основи – це складні речовини, які складаються з

атомів металів, з’єднаних з однією або

декількома гідроксогрупами (-ОН)

Класифікація: основні (МеО), кислотні (НемО),

амфотерні

Класифікація: розчинні - луги (Р), нерозчинні

(Н)

Хімічні властивості: Хімічні властивості:

Основні (МеО) Кислотні (НемО) 1. Лакмус в лугах синій, фенолфталеїн

малиновий, метиловий оранжевий жовтий.

1.

МеО +Н2О =

МеОН(основа)

СаО + Н2О = Са(ОН)2

2.

НемО + Н2О =ННемО

(кислота)

Н2О + SO3 = H2SO4

2. НемО + МеОН = сіль + Н2О

CO2 + 2NaOH =Na2CO3 +H2O

МеОH + кислота = сіль + Н2О

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

29

3.

МеО + кислота = сіль+

Н2О

MgO +2HCl = MgCl2

+H2O

4. НемО + МеОН = сіль

+ Н2О

CO2 + 2NaOH =Na2CO3

+H2O

4. р МеОH + р. сіль = нова основа + нова сіль

2КОН + СuCl2= Cu(OH)2 + 2KCl

5.МеО + НемО = сіль

СаО + СО2↑ = СаСО3

5. МеОH (t) = МеО +Н2О

Cu(OH)2= CuO + H2O

Кислоти – це складні речовини, які складаються

з кислотного залишку і атомів Гідрогену, здатних

заміщуватися або обмінюватися на атоми

металів.

Солі – це складні речовини, які складаються з

атомів металу та кислотного залишку.

Класифікація: І за основністю:

одноосновні (HCl),

двохосновні (H2SO4),

трьохосновні ( H3PO4)

ІІ за вмістом Оксигену:

оксигеновмісні (H2SO4),

безоксигенові (HCl),

ІІІ за силою:

сильні (HCl, HNO3, H2SO4),

середні ( H3PO4),

слабкі (H2S, H2SO3, H2CO3)


І розчинні (Р) і нерозчинні (Н)

ІІ кислі (NaHCO3),

середні ( Na2CO3),

основні Mg(OH)Cl

ІІІ подвійні, змішані, комплексні

Хімічні властивості: Хімічні властивості:

1. Ме (в ряду активності металів до Н) + кислота

(крім НNO3)=сіль + Н2

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

1.Сіль слабкої кислоти + кислота = нова сіль +

нова кислота

CaCO3 + H2SO4 =CaSO4 + H2O +CO2

2. МеО + кислота = сіль + Н2О

CaO +2HCl = CaCl2 +H2O

2. р. МеОH + р. сіль = нова основа + нова сіль

2КОН + СuCl2= Cu(OH)2 + 2KCl

3. МеОH + кислота = сіль + Н2О

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

3. Ме + р. сіль = новий метал + нова сіль

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu

4. Сіль слабкої кислоти + кислота = нова сіль +

нова кислота

CaCO3 + H2SO4 =CaSO4 + H2O +CO2 ↑

4. н. сіль (t) = МеО +НемО

СаСО3= СаО + СО2↑

5. Лакмус в розчинах кислот червоний,

метиловий оранжевий – рожевий

5. сіль+ сіль = нова сіль + нова сіль

AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3

Неорганічна хімія § 15 Гідроген. Водень

Характеристика Гідрогену за його положенням у періодичній системі і

будова атому: знаходиться в першому періоді І групі головній підгрупі – здатний віддавати

електрон, проявляючи цим властивості металу; розташовують в VІІ групі – так само як у галогенів не

вистачає одного електронну до завершення зовнішнього енергетичного рівня, під час хімічних

реакцій приєднує 1 електрон, виявляє себе як неметал. Порядковий номер 1. Електронна формула

1s1. В природі існує у вигляді 2 ізотопів (третій ізотоп – Тритій - добутий штучно): 1

1 H - Протій,

1 2H - Дейтерій, 1

3H – Тритій.

Ступені окиснення Гідрогену:

H

-1 (в гідридах); 0 (Н2); +1 (вода, кислоти).

30

Будова молекули: молекула утворена ковалентним неполярним зв’язком за рахунок

усуспільнення електронів зовнішнього енергетичного рівня, усуспільненою електронною парою

користуються на рівних Н – Н . Завдяки цьому молекула більш стійка, ніж окремі атоми.

Фізичні властивості: газ без кольору, смаку, запаху, нерозчинний у воді, розчинний в деяких

металах, в 14,5 разів легше за повітря.

Знаходження в природі: міститься у воді, в усіх органічних сполуках, у вільному стані – в

деяких природних газах.


І Взаємодія водню з простими речовинами:

1. Взаємодія з неметалами:

- взаємодія з галогенами:

H2 + F2 =2HF (флуороводень) – реакція супроводжується вибухом;

H2 + Cl2 =2HCl (хлороводень) – ініціатором реакції є світло, тому її називають фотохімічною та

ланцюговою;

H2 + Br2 =2HBr (бромоводень) – реакція відбувається при нагріванні;

H2 + I2 =2HI (йодоводень) – реакція відбувається при сильному нагріванні.

- Взаємодія з киснем: 2H2 + O2 =2H2O (суміш двох об’ємів водню та одного об’єму кисню

називається «гримучою»), водень є найбільш екологічно чистим видом палива;

- Взаємодія з сіркою H2 + S = H2S (гідроген сульфід, сірководень, розчин сірководню у воді

називається сульфідною кислотою, входить до складу лікувальних вод України);

- Взаємодія з азотом: N2 + 3H2 = 2NH3 (амоніак), реакція каталітична (каталізатор Fe).

- Взаємодія з фосфором: H2 + P = PH3 (фосфін);

- Взаємодія з вуглецем: С+ 2Н2 = СН4 (метан);

- Взаємодія з кремніем: Si+ 2H2 = SiH4 (силан).

2. Взаємодія з металами: при взаємодії водню з металами утворюються речовини гідриди, ступень

окиснення Гідрогену в яких -1. Гідриди металів взаємодіють з водою та кислотами.

2Li + H2 = 2LiH

LiH +H2O = LiOH + H2

LiH + HCl = LiCl + H2O

ІІ Взаємодія водню із складними речовинами:

- Взаємодія з оксидами: водень відновлює метали з їх оксидів. CuO + H2 = Cu + H2O

Добування:

І в промисловості:

електроліз води 2Н2О= 2Н2 + О2

ІІ в лабораторії: при добуванні водню пробірку, в яку збирають газ, необхідно тримати

догори дном, тому що водень легший за повітря. Збирають водень шляхом витиснення води, а також

шляхом витіснення повітря. Для того, щоб довести, що даний газ – водень, необхідно в пробірку з

газом ввести тліючу скалку, при цьому виділиться характерний звук.

взаємодія металів з кислотами – не окисниками: Zn +2HCl = ZnCl2 +H2↑;

взаємодія лужних металів з водою: 2Na + 2H2O = 2NaOH +H2↑;

взаємодія гідридів металів з водою: Li H + H2O = Li OH + H2↑

взаємодія амфотерних металів з лугами: 2Al + 2NaOH + 6 H2O = 2Na [Al(OH)4] +3H2↑

Застосування: наповнення аеростатів і дирижаблів (у суміші з гелієм), для одержання високих

температур, добування металів, для добування аміаку з азоту повітря і штучного рідкого палива з

вугілля, у харчовій промисловості для гідрогенізації жирів, ізотопи використовуються в атомній

енергетиці.

31

§ 16. Оксиген, кисень.

Характеристика Оксигену за його положенням в періодичній системі та

будова атому: знаходиться в VІ групі головній підгрупі, в ІІ періоді. Атом Оксигену має 2

енергетичних рівня, на зовнішньому енергетичному рівні 6 електронів, 2 з яких неспарених. Оксиген

ніколи не проявляє валентність, яка дорівнює номеру групи, тому що у нього відсутній d- підрівень,

на який могли б розпарюватися спарені електрони. Електронна формула атому 1s22s

22p

4 .

Алотропні модифікації Оксигену: O3 –озон; O2 – кисень.

Добування: 3О2 ↔ 2О3 , в природі утворюється при грозових розрядах, а також озон виділяють

хвойні дерева; більш сильний окисник, ніж кисень . Озон використовують для очищення води. .

Будова молекули кисню: утворена ковалентним неполярним зв’язком; між атомами

Оксигену утворюється подвійний зв'язок, який утворився за рахунок усуспільнення чотирьох

електронів двох атомів Оксигену.

Ступені окиснення Оксигену:

Oксиген

-2 -1/2 -1/3 -1 0 +2

оксиди; надпероксиди; озоніди; пероксиди; О2 ; OF2

Фізичні властивості кисню: газ, без кольору, смаку, запаху, малорозчинний у воді, рідкий

кисень має світло – блакитний колір.

Знаходження кисню у природі: в повітрі 23,1% за масою, 21% - за об’ємом.

Хімічні властивості кисню:

І Відношення до простих речовин:


- з сіркою S + O2 =SO2 сульфур (ІV) оксид; сірчистий газ.

- з воднем 2H2 + O2 = 2H2O

Суміш 2 – х об’ємів водню і 1 об’єму кисню називається «гримучою сумішшю».

- з фосфором: 4P + 5O2 (надлишок) = 2 P2O5 (фосфор(V)оксид);

4Р + 3О2(нестача) = 2Р2О3 (фосфор(ІІІ) оксид);

-з азотом N2 + O2 (20000C)= 2NO нітроген(ІІ) оксид

-з вуглецем C+O2 (надлишок) = CO2 карбон(ІV) оксид (вуглекислий газ);

2С+ О2(нестача) = 2СО карбон(ІІ) оксид (чадний газ)

- з кремнієм Si + O2 = SiO2

2. Взаємодія з металами: 4Li + O2 =2Li2O-2

літій оксид

2Na+ O2 = Na2O2-1

натрій пероксид

K + O2 = KO2-1/2

калій надпероксид

3Fe + 2O2 =Fe3O4 (FeO * Fe2O3) залізна окалина

ІІ Відношення до складних речовин:

1. Взаємодія з оксидами:

2CO + O2 = 2CO2 (карбон(IV) оксид)

2NO + O2 = 2NO2 нітроген(IV) оксид

2SO2 + O2 = 2SO3 сульфур(VI) оксид

2Cu2O + O2 = 4CuO купрум(IІ) оксид

2. Взаємодія з кислотами: 2H2S + 3O2 (надлишок)= 2H2O+ 2SO2

2H2S + O2(нестача) = 2H2O+ 2S

3. Взаємодія з основами: 4 Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3

Некаталітичне окиснення амоніаку: 4NH3 + 3O2 =2 N2 + 6H2O

Каталітичне окиснення амоніаку: 4NH3 + 5O2 (Pt) = 4NO + 6H2O

4. Взаємодія з солями: 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Добування кисню:

І в промисловості – перегонка рідкого повітря.

32

ІІ в лабораторії: при добуванні кисню пробірку треба тримати дном вниз, тому що кисень важчий

за повітря. Збирати кисень можна шляхом витіснення повітря та води. Для того, щоб довести, що

даний газ – кисень, необхідно в пробірку з газом ввести тліючу скалку – в кисні вона спалахне.

Термічний розклад калій перманганату: 2KMnO4 (t)= K2MnO4 + MnO2 + O2 ↑

Термічний розклад бертолетової солі: 2KClO3 (t) = 2KCl + 3O2↑

Каталітичний розклад гідроген пероксиду: 2H2O2 (MnO2)(t) = 2H2O + O2↑

Термічний розклад калій нітрату: 2KNO3 (t)= 2KNO2 + O2↑

Роль кисню в природі та застосування в техніці: обумовлює процеси дихання аеробних організмів. В

промисловості – автогенне зварювання металів, окислення ракетного палива, інтенсифікація

металургійних процесів.

Повітря - суміш газів. В складі повітря виділяють 3 основні частини: постійні, змінні і випадкові.

До постійних складових повітря відносяться: азот – 78% за об’ємом, кисень – 21% за об’ємом,

інертні гази – 1%. До змінних складових відносяться вуглекислий газ – 0,02 – 0,04 % за об’ємом і

водяна пара – 3% за об’ємом. Непостійна концентрація вуглекислого газу обумовлена нерівномірним

його поглинанням рослинами в залежності від пори року, доби, а також роботою виробничих

підприємств, які щорічно спалюють мільйони тон карбоновмісної сировини. Випадкові частини

обумовлені місцевими причинами: природні явища – вулкани, грози, антропогенний фактор –

об’єкти виробничої діяльності людини.

Будова молекули води: молекула утворена ковалентним полярним зв’язком, молекулярною

кристалічною граткою, має кутову будову, кут 104,5. На зовнішньому рівні атома Оксигену є два

неспарених електрони. Орбіталі їх взаємно перпендикулярні, тобто розміщені одна відносно одної

під кутом 900. Під час утворення молекули води орбіталь кожного р – електрону атома Оксигену

перекривається з орбіталлю 1s - електрона атому Гідрогену. Хімічні зв’язки повинні бути

напрямлені під кутом 900. У випадку утворення молекули води відбувається sр

3- гібридизація. Зміна

кута від тетраедричного обумовлена відштовхувальною дією двох гібридизованих орбіталей атому

Оксигену.

Фізичні властивості води: рідина, без кольору, смаку і запаху. t пл. = 0 ; tкип = 1000C.

Найбільша густина 1г/см3 при 4

0C, густина льоду менша, ніж густина рідкої води, тому лід плаває на

поверхні воді. Має аномально високі значення теплоємкості, теплоти плавлення і випаровування.

Добрий розчинник полярних сполук. Фізичні властивості води обумовлені водневими зв’язками.

Хімічні властивості води:


1.З неметалами: взаємодія з хлором (використовується для очищення води).

В темряві: Cl2 + H2O = HCl + HСlO

На світлі: 2Cl2 + 2H2O = 4HCl + O2

2. З металами:

Взаємодія з активними металами: 2Li + 2H2O = 2LiOH + H2 ↑

Взаємодія з цинком і залізом: Zn + H2O (t) = ZnO + H2↑

3Fe + 4Н2O =Fe3O4 (FeO * Fe2O3) + 4Н2↑


1. Взаємодія з оксидами: вода – амфотерна сполука.

Взаємодіє з основними оксидами, які утворені металами ІА - ІІА групами, з утворенням лугів.

Na2O + H2O = 2NaOH;

Взаємодіє з кислотними оксидами (крім силіцій діоксиду) з утворенням кислот.

SO2 + H2O = H2SO3

2. Взаємодія з основами:

NH3 + H2O = NH4OH амоній гідроксид

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3 ферум(ІІІ) гідроксид

3. Взаємодія із солями:

гідроліз солей: Al2S3+ 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

утворення кристалогідратів CuSO4 + 5H2O = CuSO4* 5H2O.

33

Кристалогідрати – це кристалічні речовини, які містять молекули води. Вода, що входить до складу

кристалогідрату називається кристалізаційною. Утворення кристалогідратів обумовлено полярністю

молекул речовини, що розчиняється, і молекулами води як розчинника.

Застосування води: в промисловості в процесах охолодження, в хімічній промисловості як

розчинник і реагент, в сільському господарстві, для добування електроенергії, для побуту.

§ 17. Хлор

Характеристика Хлору за його положенням у періодичній системі та будова

його атому.

Хлор знаходиться в VІІ групі головної підгрупи в ІІІ періоді періодичної системи хімічних елементів.

Порядковий номер 17, електронна формула атому 1s22s

22p

63s

23p

5. Атом може перебувати в стані

спокою та в 3-х збуджених станах.

Ступені окиснення Хлору у його сполуках:

Хлор

-1 0 +1 +3 +5 +7

HCl Cl2 Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7

лише лише

відновник окисник

Непарні числа ступенів окислення Хлору обумовлені тим, що при переході атому в збуджений стан

до одного наявного неспареного електрону додається 2 тих, що розпарилися.

Фізичні властивості хлору: газ жовто - зеленого кольору з різким запахом, важчий за

повітря в 2,5 рази, в 1 об’ємі води розчиняється 2,3 об’ємів хлору. Розчин хлору у воді називається

хлорною водою (формула хлорної води Cl2 ) Хлор спричиняє подразнення дихальних шляхів, добре

розчиняється в органічних розчинниках.

Добування хлору: MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 ↑ + H2O

Знаходження Хлору в природі: у вільному стані – лише в вулканічному газі.

Сполуки: NaCl – кам’яна (кухонна) сіль; KCl – сильвін; NaCl* KCl сильвиніт.

Хімічні властивості хлору:


1. З металами 2Na + Cl2= 2NaCl ;

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2. З неметалами H2 + Cl2 = 2HCl хлороводень (фотохімічна і ланцюгова реакція);

2P + 3Cl2 = 2PCl3 (фосфор (ІІІ) хлорид) – нестача хлору;

2P + 5Cl2 = 2PCl5 (фосфор (V) хлорид – надлишок хлору;

ІІ Віношення до складних речовин:

1. З водою Cl2+ H2O = HCl + HClO (в темряві);

2Cl2 + 2H2O = 4HCl + O2 (на світлі)

2. З лугами Cl2+ 2KOH = KCl + KClO +H2O - 00C

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3+3H 2O - 1000C;

Утворення хлорного вапна: Cl2+ Ca(OH)2 = CaOCl2 + H2O

(CaOCl2 - кальцій гіпохлорит – хлорид - хлорне вапно - білий порошок з сильними окислювальними

властивостями – змішана сіль хлоридної і гіпохлоритної кислоти) ;

Механізм дії хлорного вапна:

СаOCl2 + CO2 + H2O = CaCO3 + CaCl2 + 2HСlO ( HCl + O) (процес відбілювання).

3. З галогеноводневими кислотами Cl2+ 2HBr = Br2 + 2HCl; 4. З солями Cl2 + 2KI = 2KCl + I2

34

Хлороводень:

Добування хлороводню :

в промисловості H2 + Cl2 = 2HCl

в лабораторії NaCl(тверда) + H2SO4 (конц) = NaHSO4 + HCl ↑ (при нагріванні);

Фізичні властивості хлороводню: Хлороводень – газ без кольору добре розчинний у воді

(в одному об’ємі води розчиняється 500 об’ємів хлороводню). Розчин хлороводню у воді називається

хлоридною кислотою.

Хімічні властивості хлоридної кислоти

Хлоридна кислота – сильна одноосновна безокигенова кислота HCl = H+ + Cl

-.

1. Реагує з металами, які в ряду активності металів знаходяться до Гідрогену :

2HCl +Zn = ZnCl2+H2↑; Fe + 2HCl = FeCl2 +H2↑

2. Реагує з основними оксидами : 2HCl +MgO = MgCl2 + H2O

3. Реагує з розчинними і нерозчинними основами : HCl + NaOH = NaCl + H2O

4. Реагує з солями слабких кислот : 2HCl +CaCO3 =CaCl2 +H2O + CO2↑

5. Якісна реакція: HCl +AgNO3 = AgCl ↓ + HNO3

Білий сироподібний

Застосування хлоридної кислоти та її солей: добування солей, травлення металів,

медицина. Як реагент використовується в усіх хімічних лабораторіях.

Якісна реакція на галогеніди. HCl +AgNO3 = AgCl ↓(білий) + HNO3

HBr +AgNO3 = AgBr ↓(світло - жовтий) + HNO3

HI + AgNO3 = AgI ↓ (жовтий) + HNO3

Оксигенвмісні сполуки Хлору:

HClO – хлорна (І) кислота (хлорнуватиста); солі – гіпохлорити;

HClO2 – хлорна (ІІІ) кислота (хлориста); солі – хлорити;

HClO3 – хлорна (V) кислота (хлорновата);солі – хлорати;

HClO4 – хлорна (VІІ) кислота (хлорна) – найсильніша кислота; солі – перхлорати.

§ 18.Сульфур. Сірка.

Характеристика Сульфуру за його положенням у періодичній системі і

будовою атому: Сульфур знаходиться в VІ групі головній підгрупі в ІІІ періоді. Атом Сульфуру

містить 16 протонів, 16 електронів, 16 нейтронів. Електрони розподілені на 3 енергетичних рівнях, на

зовнішньому енергетичному рівні знаходиться 6 електронів. Електронна формула атому

1s22s

22p

63s

23p

43d

0

Ступені окиснення Сульфуру:

Сульфур

-2 -1 0 +2 +4 +6

H2S FeS2 S Na2S2O3 SO2 SO3

сульфіди пірит сірка натрій сульфіти сульфати

тіосульфат

лише лише

відновник окисник

Сульфур в сполуках проявляє валентність ІІ, ІV,VІ, що можливо за рахунок розпарювання електронів

і переходу їх на вільний d- підрівень.

35

Алотропні модифікації Сульфуру: S8

ромбічна пластична

моноклінна

Найбільш стійка модифікація – ромбічна. При t = 1130 плавиться, рідина стає більш темною і густою

(моноклінна); при t = 444,60C кипить, якщо її вилити в холодну воду, то утворюється пластична

сірка (розтягається як гума).

Фізичні властивості сірки: сірка – тверда кристалічна речовина жовтого кольору, нерозчинна

у воді, розчинна у органічних розчинниках і сірковуглеці СS2.

Знаходження Сульфуру в природі: у вільному стані (самородна сірка), у вигляді сполук –

найважливіші природні сполуки - сульфіди: FeS2 - залізний колчедан (пірит); ZnS - цинкова обманка;

PbS - свинцевий блиск; CuS – мідний блиска, також солі сульфатної кислоти CaSO4* 2H2O– гіпс;

CaSO4* 0,5H2O –алебастр; Na2SO4* 10 H2O- глауберова сіль;

MgSO4* 7H2O - гірка сіль.

Хімічні властивості сірки:



з киснем: S + O2 = SO2 сірчистий газ, сульфур (ІV) оксид;

з воднем: Н2 + S = H2S сірководень, гідроген сульфід;

з вуглецем: С+ 2S =CS2 сірковуглець;

2. Взаємодія з металами: 2Al + 3S = Al2S3 при нагріванні, алюміній сульфід

Hg + S = HgS меркурій(ІІ) сульфід, за кімнатної температури.


1. З лугами: 3S + 6KOH =2 K2S + K2SO3 + 3H2O

2. З кислотами: S+ 2H2SO4(конц) = 3SO2 + 2H2O

S+ 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2 + H2O

Оксиди Сульфуру(ІV) і (VІ).

Особливість SO2 SO3

Назва сульфур(ІV) оксид,

сульфур діоксид,

сірчистий газ

сульфур(VІ) оксид

сульфур триоксид

Фізичні властивості газ, із запахом паленої сірки,

розчинний у воді

Рідина

Характер і властивості

оксиду

Кислотний оксид:

-взаємодія з водою:

SO2 + H2O = H2SO3

сульфітна кислота,

слабка, утворює середні та кислі

солі.

-взаємодія з лугами:

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

натрій сульфіт

SO2 + NaOH = NaHSO3

Натрій гідрогенсульфіт

-взаємодія з основними оксидами

MgO + SO2 = MgSO3

магній сульфіт

Кислотний оксид:

-взаємодія з водою:

SO3 + H2O = H2SO4

сульфатна кислота,

сильна, утворює середні та кислі

солі.

-взаємодія з лугами:

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

натрій сульфіт

SO3 + NaOH = NaHSO4

натрій гідрогенсульфат

-взаємодія з основними оксидами

MgO + SO3 = MgSO4

магній сульфат

36

Окисно - відновні

властивості:

І окисник: SO2 + 2H2S =3S + 2H2O

ІІ відновник: 2SO2 + O2 = 2SO3

Лише окисник

Сульфатна кислота:

H2SO4 – сильна, оксигеновмісна, двохосновна кислота, здатна утворювати кислі солі.

Фізичні властивості: масляниста рідина, добре розчинна у воді, при розчиненні виділяє значну

кількість теплоти, тому треба кислоту доливати у воду .


1. Електролітична дисоціація:

H2SO4 ↔ Н+

+ HSO4- гідрогенсульфат;

HSO4- ↔ Н

+ + SO4

2- сульфат.

Лакмус в кислоті набуває червоного кольору, метиловий оранжевий - рожевий, фенолфталеїн не

змінює забарвлення.

2. Взаємодія з металами: Концентрована сульфатна кислота з металами, які в ряду активності

металів напруг знаходяться після Н, утворює сульфат металу, сульфур(IV) оксид та воду:

Au + H2SO4 = не взаємодіє.

Hg + 2H2SO4 (конц.) = HgSO4 + SO2 ↑+ 2H2O;

Hg + 2H2SO4 (розв.) = не взаємодіє;

Концентрована сульфатна кислота з металами, які в ряду активності металів знаходяться до Н,

утворює сульфат металу, сульфур(IV) оксид та воду. (В залежності від концентрації речовини може

утворюватися S або H2S). Залізо, алюміній та хром концентрована сульфатна кислота пасивує, тобто

переводить в неактивний стан.

Mg+ 2H2SO4 (конц.) = MgSO4 + SO2 ↑+ 2H2O;

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2.↑

3. Взаємодія з основними оксидами: СаО + H2SO4 = СаSO4 + Н2О

4. Взаємодіє з розчинним і нерозчинними основами:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + 2H2O

5. Взаємодіє з солями слабких кислот:

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2

6. Якісні реакції:

- на сульфатну кислоту та сульфати – йони Барію:

BaCl2 + H2SO4 = ВаSO4 ↓+ 2HСl

білий осад (використовується в рентгеноскопії шлунку).

- на сульфіти – дія сильних кислот:

К2SO3 +2НCl = 2КCl + H2O + SО2↑ виділення газу із запахом паленої сірки

- на сульфіди – дія йонів Плюмбуму:

К2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + HNO3

чорний осад

37

Добування сульфатної кислоти:

Основні реакції, які лежать в основі промислового добування сульфатної

кислоти:

4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3; Газ, що виходить з печі випалювання, складається з SO2, О2, N2,

сполук Арсену і водяної пари, називається випалювальним газом. Його очищують, тому що пил і

волога отруюють каталізатор. Очищення відбувається в електрофільтрах та промивній башті, волога

поглинається концентрованою сульфатною кислотою у сушильній башті.

Очищений газ нагрівається в теплообміннику і надходить до контактного апарату, в якому на

решітчастих поличках знаходиться каталізатор (раніш тонко подрібнена платина, зараз –V2O5).

2SO2 + O2 = 2SO3;

SO3 поглинається концентрованою сульфатною кислотою – утворюється олеум. Розводячи олеум

водою, дістають розчин кислоти необхідної концентрації.

SO3 + H2O = H2SO4

Наукові принципи виробництва:

1) збільшення концентрації реагуючих речовин: для випалювання піриту вводять повітря, збагачене

киснем.

2) збільшення площі поверхні реагуючих речовин: подрібнення піриту.

3) принцип противоструму: концентрована сульфатна кислота надходить зверху, а SO3 знизу.

Застосування сульфатної кислоти: виробництво добрив, ліків, солей, барвників, вибухівки.

38

§ 19. Нітроген. Азот.

Характеристика Нітрогену за його положенням в періодичній системі та

будовою атомів: знаходиться в V групі головній підгрупі, в ІІ періоді. Атом Нітрогену містить 7

протонів, 7 електронів, 7 нейтронів. Електрони розподілені на 2 енергетичних рівнях. Зовнішній

енергетичний рівень містить 5 електронів: 2 спарених і 3 неспарених.

Ступені окиснення Нітрогену:

Нітроген

-3 0 +1 +2 +3 +4 +5

NH3 N2 N2O NO N2O3 NO2 N2O5

амоніак азот нітроген(І) нітроген(ІІ) нітроген(ІІІ) нітроген(ІV) нітроген(V)

солі амонію оксид оксид оксид оксид оксид

нітриди

Валентність Нітрогену в сполуках I - IV. Валентність IV Нітроген проявляє в нітратній кислоті та

йоні амонію.

Будова молекули азоту: молекула N2 утворена ковалентним неполярним зв’язком, між

атомами Нітрогену наявний потрійний зв'язок.

Азот - газ без смаку, кольору, запаху, погано розчинний у воді.

Знаходження Нітрогену в природі: у вільному стані – в повітрі (78 % за об’ємом). Сполуки

Нітрогену зустрічаються у ґрунті, входить до складу білка і багатьох природних органічних сполук.

Фізичні властивості азоту: газ, без кольору, без запаху, без смаку, нерозчинний у воді.

Хімічні властивості азоту:

з металами 6Li + N2 = 2 Li3N; (при кімнатній температурі);

3Mg + N2 (t) = Mg3N2 магній нітрид;

з киснем N2 + O2 =2NO (t = 20000)

з воднем N2 + 3H3 =2NH3

Добування

І В лабораторії: NH4NO2 (t) = N2 + 2H2O

Амоній нітрит

ІІ В промисловості: перегонкою рідкого повітря.

Амоніак

Будова молекули амоніаку: утворена ковалентним полярним зв’язком: три неспарених електрони

атому Нітрогену утворюють три ковалентних полярних зв’язки з атомами Гідрогену. Електронні

пари зміщені до Нітрогену як до більш електронегативного. Один з двох спарених електронів атом

Нітрогену переходить на вільну орбіталь йону Гідрогену (утворюється під час дисоціації кислот або

при частковій дисоціації води), утворюючи йон амонію за донорно – акцепторним механізмом

утворення ковалентного зв’язку (Нітроген -донор; Гідроген --- акцептор). Амоніак – це основа, тому,

що приєднує йон Гідрогену.

Фізичні властивості амоніаку: газ без кольору з різким запахом, добре розчинний у воді

(водному об’ємі води розчиняється 700 об’ємів амоніаку). Розчин амоніаку у воді називається

нашатирний спирт.

Хімічні властивості амоніаку:

1. Взаємодія з водою: NH3 + H2O = NH4OH амоній гідроксид;

2. Взаємодія з кислотами: NH3 + HCl = NH4Cl; амоній хлорид

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 амоній cульфат

3. Взаємодія з киснем:

- Некаталітичне окиснення амоніаку:

4 NH3 + 3O2 = 2N2 + 6 H2 O ;

39

Каталітичне окислення амоніаку:

4NH3 +5O2(Pt) = 4NO + 6 H2O;

4. Сильний відновник: 2NH3 + 3CuO (t) = Cu + N2+ 3H2O

Добування

І В лабораторії: 2NH4 Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + H2O;

нашатир гашене вапно

ІІ В промисловості: N2 + 3H3 =2NH3;

Умови, необхідні для зміщення хімічної рівноваги в реакції промислового

синтезу амоніаку з азоту і водню: для зміщення рівноваги в бік утворення продукту

використовується тиск 1000атм, металічне високодисперсне залізо як каталізатор і температура 400 –

5000С, яка дозволяє прискорити рівновагу. Однак і за таких умов лише частина азотоводневої суміші

перетворюється на амоніак. Для повнішого використання вихідних речовин амоніак, що утворився,

зріджують під дією низьких температур, а азотоводневу суміш, яка не прореагувала, знову

направляють до реактора. Синтез амоніаку відбувається в колонні синтезу. Технологічний процес, в

якому речовини, що не прореагували, відокремлюються від продуктів реакції і знову повертаються у

реакційний апарат для подальшого використання, називається циркуляційним.

Солі амонію

Солі амонію- складні речовини, які складаються з катіона амонію і аніона кислотного залишку.

Фізичні властивості: білі кристалічні речовини, добре розчинні у воді.


1. Термічний розклад.

а) якщо утворені кислотами – неокисниками:

(NH4)3PO4 = 3NH3 + H3PO4

Б) якщо утворені кислотами – окисниками, то відбувається окисно – відновна реакція:

NH4NO3 = N2O + H2O;

амоній нітрат

NH4NO2 = N2 + 2H2O;

амоній нітрит

(NH4) 2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

амоній дихромат

2. Якісна реакція на солі амонію:

2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 +2NH3 + 2H2O виділення газу з різким запахом

Оксиди Нітрогену.

N2O – нітроген(І) оксид, газ, що звеселяє;.

Добування: NH4NO3 = N2O↑ + H2O;

амоній нітрат

Хімічні властивості: несолетворний оксид, 2N2O = 2N2 ↑ + O2

NO – нітроген(ІІ) оксид, без кольору, погано розчинний у воді;

Добування: N2+O2 = 2NO↑ (t = 20000C);

4NH3 + 5O2 = 4NO↑ + 6H2O

3Cu + 8HNO3(розв) = 3Cu(NO3)2 +2 NO↑ + 4H2O

Хімічні властивості: несолетворний оксид, 2NO + O2 = 2NO2

NO2 – нітроген(ІV) оксид, бурий газ;

Добування: 2NO + O2 = 2NO2

Cu +4 HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑+2H2O

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 ↑+ O2 ↑

40


Реагує з водою 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2;

нітратна нітритна

кислота кислота

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

Взаємодіє з лугами: 2KOH + 2NO2 = KNO3 + KNO2 + H2О

калій нітрат калій нітрит

Нітратна кислота

HNO3 сильна, оксигеновмісна, одноосновна, нестійка кислота. 4HNO3= 4NO2↑+ 2H2O + O2↑

Хімічні властивості нітратної кислоти:

1. Електролітична дисоціація: HNO3 = H+ + NO3

-


а) В залежності від концентрація кислоти, метали, які в в ряду активності металів знаходяться після

Н, взаємодіють:

Au + HNO3 +3HCl = AuCl3+ NO↑ +2H2O

«царська горілка»

Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ +2H2O

3Cu + 8HNO3(розв.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

б) Взаємодія з металами, які в ряду активності металів знаходяться до Н:

3 Mg + 8 HNO3 (конц) = 3 Mg(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O

4Mg + 10HNO3 (розв.) = 4Mg(NO3)2 + N2O↑+ 5 H2O

4Mg + 10 HNO3 (дуже розв.) = 4Mg(NO3)2 +NH4NO3 + 3H2O

3. Взаємодія з основним оксидами: CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

4. Взаємодіє з розчинними і нерозчинними основами:

Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3) 3 + 3 H2O

5. Взаємодіє з солями слабких кислот Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2↑

Добування нітратної кислоти:

Весь процес добування нітратної кислоти складається з 3 етапів:

1. Окислення аміаку на платиновому каталізаторі

4NH3 + 5O2 = 4NO ↑+ 6H2O

2. Окислення киснем повітря нітроген(ІІ) оксиду до нітроген(ІV) оксиду

2NO + O2 = 2NO2

3. Поглинання нітроген (ІV) оксиду водою

4NO2 + 2H2O + O2 =4HNO3

Нітрати металів – солі нітратної кислоти.

Фізичні властивості: білі кристалічні речовини, добре розчинні у воді.

Хімічні властивості. Термічний розклад згідно схемі:

Ме до Mg МеNO3 = МеNO2 + O2 2KNO3 = 2 KNO2 +3O2

МеNO3 від Mg до Cu МеNO3 = МеО + NO2 + O2 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

після Cu МеNO3 = Ме + NO2 + O2 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Азотні добрива: містять зв’язаний Нітроген. Це селітри (натрій нітрат, калій нітрат, амоній

нітрат, кальцій нітрат). Солі амонію, рідкий аміак, аміачна вода, сечовина СО(NН)2. Найширше

використовується аміачна селітра. Амофос - NН4Н2РО4,(NН4)2НРО4.

41

§ 20. Фосфор та його сполуки

Положення Фосфору у періодичній системі: знаходиться в V групі головній підгрупі,

ІІІ періоді.

Будова атому: заряд ядра +15, атом містить 15 протонів, 15 електронів, 31 – 15 = 16 нейтронів.

Електрони розподілені на 3 енергетичних рівнях: 2,8,5. Фосфор проявляє валентність, що дорівнює

номеру групи, тому що електрони при переході атому в збуджений стан здатні переходити на

вільний d- підрівень. Валентності ІІІ, V. Ступені окислення –3 (РН3) , 0 (Р), +3 (Р2О3), +5 (Р2О5).

Ступені окиснення Фосфору.

Фосфор

-3 0 +3 +5

РH3 Р Р2O3 Р2O5

фосфіди фосфор ортофосфатна кислота, ортофосфати

Алотропні форми Фосфору: Р

Білий фосфор(Р4) Червоний фосфор

(молекулярна кристалічна гратка); (атомна кристалічна гратка)

світиться в темряві, отруйний, із без запаху, нерозчинний у воді, неотруйний

запахом часнику.

Чорний фосфор

(атомна кристалічна гратка)

речовина з металічним блиском, напівпровідник,

схожий на графіт, масний на дотик

Знаходження в природі: Ca3(PO4)2 –фосфорит, апатит.

Добування фосфору у промисловості: чорний і червоний добувають з білого, білий

добувають:

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C =3CaSiO3 + 5CO↑ + 2P↓

Хімічні властивості фосфору:



З киснем:

4P + 5O2 = 2P2O5 (фосфор (V)оксид);

4P + 3O2 = 2P2O3 (фосфор (ІІІ) оксид),(при нестачі кисню)

З галогенами:

2P + 3 Cl2 = 2PCl3 (фосфор (ІІІ) хлорид)

2P +5Cl2 = 2PCl5 (фосфор (V)хлорид);

З воднем:

2Р + 3Н2 = 2РН3 (фосфін)

2. Взаємодія з металами: 3Li + P = Li3P літій фосфід


Взаємодія з кислотами: P + 5HNO3 (конц.) = H3PO4 + 5NO2 + Н2О

2Р + 5Н2SO4 (конц.) (t) = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

42

Фосфор (V) оксид

Р2О5 – білі кристали, в парах складається з молекул Р4О10, гігроскопічний.

Хімічні властивості фосфор (V) оксиду:

1. Взаємодія з водою:

P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорна);

P2O5 + 3 H2O = 2H3PO4 (ортофосфорна)

P2O5 + 2 H2O = H4P2O7 ( пірофоcфорна); H4P2O7 = H2O + 2HPO3

2. Взаємодія з основними оксидами:

3MgO + P2O5 = Mg3(PO4)2

3. Взаємодія з лугами:

P2O5 + 2NaOH + H2O = 2NaH2PO4

P2O5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 + H2O

P2O5 +6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O

Хімічні властивості ортофосфорної кислоти :

H3РO4 – оксигеновмісна, трьохосновна, середня.

1. Електролітична дисоціація:

H3PO4 ↔ Н+

+ H2PO4- дигідрогенфосфат;

H2PO4- ↔ Н

+ + HPO4

2- гідрогенфосфат;

HPO42-

↔ Н+

+ PO43-

гідрогенфосфат

Лакмус в кислоті набуває червоного кольору, метиловий оранжевий - рожевий, фенолфталеїн не

змінює забарвлення.

2. Взаємодія з металами: отртофосфорна кислота з металами, які в ряду активності металів

знаходяться до Н, утворює сіль та водень.

3Мg + 2H3РO4 = Мg3(РO4)2↓ + 3H2↑;

3. Взаємодія з основними оксидами: 3СаО + 2H3РO4 = Са3(РO4)2 + 3Н2О

4. Взаємодіє з розчинним і нерозчинними основами:

NaOH + H3РO4 = NaН2РO4 + H2O1

2NaOH + H3РO4 = Na2HРO4 + 2H2O

3NaOH + H3РO4 = Na3РO4 + 3H2O

5. Взаємодіє з солями слабких кислот:

3Na2CO3 + 2H3РO4 = 2Na3РO4 + 3H2O + 3CO2

6. Якісна реакція на ортофосфатну кислоту та ортофосфати:

3AgNO3 + H3РO4 = Ag3PO4 ↓+ 3HNO3

жовтий осад

Добування ортофосфатної кислоти: Ca3(PO4)2 +3H2SO4 =3CaSO4 + 2H3PO4;

Фосфорні добрива:

Ca(H2PO4)2 + CaSO4 – простий суперфосфат;

Ca(H2PO4)2 – подвійний суперфосфат;

CaHPO4*2H2O – преципітат;

NH4H2PO4 і (NH4)2HPO4 - амофос

43

§ 21. Карбон. Вуглець.

Положення Карбону в періодичній системі: знаходиться в ІV групі головній підгрупі, в

ІІ періоді.

Будова атому: порядковий номер 6, протонів 6, електронів 6, нейтронів 12 – 6 = 6; електронна

формула 1s22s

22p

2. Найбільш електронегативний в своїй підгрупі.

Ступені окиснення Карбону:

Карбон

-4 0 +2 +4

СH4 С СO СO2

метан вуглець карбон(ІІ) оксид карбон(ІV) оксид карбонатна кислота

карбонати

Алотропні форми: існує в декількох алотропних формах:

1. Алмаз - кристали без кольору, найбільш тверда речовина в природі, атоми

Карбону знаходяться в стані sp3 – гібридизації, утворюють атомну кристалічну

гратку з міцними ò - зв’язками.

2. Графіт – кристалічна речовина, масна на дотик, атоми розміщуються шарами,

шари утворені з шестичленних кілець, відстань між шарами в 2,5 рази більше,

ніж відстань в межах шару між атомами Карбону. Атоми Карбону знаходяться в

стані sp2- гібридизації. Найбільш стійка форма.

3. Фуллерен

Знаходження в природі: у вільному вигляді – у вигляді алмазу, графіту,

фуллерену, в сполуках – у вигляді кам’яного і бурого вугілля, нафти, природних карбонатів –

вапняку, мармуру, крейди, магнезиту, доломіту, є складовою частиною органічних речовин. Вміст

Карбону в земній корі - 0,1%. У повітрі міститься карбон (ІV) оксид.

Хімічні властивості вуглецю:



з киснем: С + О2 = СО2 вуглекислий газ;

2С + О2 = 2СО чадний газ (при нестачі кисню);

з воднем: С+ 2Н2 = СН4 метан;

з сіркою: C+ 2S = CS2 (карбон (ІV) сульфід);

з кремнієм: C + Si = SiC ( карборунд).


Са + 2С = СаС2 (кальцій карбід); CaC2 +2H2O = Ca(OH)2 +C2H2↑

4Al + 3C= Al4C3 (алюміній карбід); Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 ↓+ 3CH4↑


з оксидами: 2CuO + C = 2Cu + CO2↑; С – відновник.

з кислотами: C + 2H2SO4(конц.) = CO2 ↑+ 2SO2 ↑+ 2H2O;

C + 4HNO3(конц.) = CO2 ↑+ 4NO2 ↑+ 2H2O;

44

Оксиди Карбону (ІІ) і (ІV):

CO CO2

карбон (ІІ) оксид чадний газ

карбон (ІV) оксид

вуглекислий газ

Газ без кольору, смаку і запаху, погано

розчинний у воді, отрута

Газ без смаку, кольору, запаху, розчинний у воді.

Добування:

в лабораторії:

HCOOH = CO↑ + H2O

мурашина кислота

H2C2O4 = CO↑ + CO2↑ + H2O

щавлева кислота

В промисловості CO2 + C =2CO

Добування:

в промисловості

CaCO3 = CaO + CO2↑

в лабораторії:

CaCO3 +2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑

Мармур

Сильний відновник:

2CO + O2 = 2CO2

Відновлює метали з їх оксидів:

NiO + CO = Ni +CO2

CO + Cl2 = COCl2 (фосген)

Типовий кислотний оксид:

З водою:Н2O + CO2 = Н2CO3

З основним оксидом:

Na2O + CO2 = Na2CO3

З основою:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 ↓+ H2O – якісна

реакція. Ознака реакції: помутніння вапняної

води Ca(OH)2.

Реагує з розплавами лугів під тиском:

CO + NaOH = HCOONa (натрій форміат)

Хімічні властивості карбонатної кислоти та її солей: слабка, нестійка, двохосновна

кислота, утворюється при розчиненні СО2 у воді.

Н2О +СО2 = Н2СО3

H2CO3 ↔ H+ + HCO3

- (гідрогенкарбонат);

HCO3- ↔ H

+ + CO3

2- (карбонат)

Взаємоперетворення карбонатів і гідрогенкарбонатів:

При пропусканні надлишку вуглекислого газу через кальцій карбонат спостерігається зникнення

каламуті.

CaCO3 ↓+ CO2 + H2O = Ca(HCO3)2 кальцій гідрогенкарбонат

При нагріванні кальцій гідрогенкарбонату знову утворюється каламуть:

Ca(HCO3)2 (t)= CaCO3 ↓+ CO2 ↑+ H2O

Твердість води та методи її усунення: твердість води - це сукупність властивостей,

обумовлених наявністю іонів Кальцію і Магнію.

Твердість води

Тимчасова (карбонатна) Постійна (некарбонатна)

Ca(HCO3)2; Mg(HCO3)2 CaSO4; MgSO4; CaCl2; MgCl2

Шляхи усунення твердості води:

1.Нагрівання (можна усунути лише тимчасову твредість): Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + CO2↑+ H2O

2. Дія гашеного вапна: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓+ 2H2O

3. Дія соди : Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 ↓+ 2 NaHСO3

CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3↓ + Na2SO4

45

§ 22. Кремній

Характеристика Силіцію за положенням у періодичній системі: знаходиться в

ІV групі головній підгрупі, в ІІІ періоді.

Будова атому Силіцію: порядковий номер 14, заряд ядра +14, навколо ядра обертається 14

електронів, в ядрі знаходиться 28 – 14 = 14 нейтронів. Електрони розподілені по 3 енергетичних

рівнях: 2,8,4. Електронна формула 1s22s

22p

63s

23p

2.

Ступені окиснення Силіцію:

Силіцій

-4 0 +2 +4

SiH4 Si SiO SiO2

Алотропні видозміни: Si

утворені атомною кристалічною граткою.

Кристалічний кремній – Аморфний кремній – бурий порошок,

темно – сіра речовина з металічним більш реакційна здатний в порівнянні з

блиском, напівпровідник, кристалічним.

При освітленні і нагріванні збільшується

кількість зруйнованих зв’язків, а отже,

збільшується кількість вільних електронів і

зростає електрична провідність, чим і обумовлені

напівпровідникові властивості кремнію.

Знаходження Силіцію в природі: другий після Оксигену за поширеністю у природі,

найпоширенішою сполукою є пісок SіО2 і силікати, міститься в організмах рослин і тварин.

Хімічні властивості кремнію:



з фтором: Si + 2F2 = SiF4 (при кімнатній температурі);

з киснем: Si + O2 = SiO2 (при сильному нагріванні);

з вуглецем: Si + C = SiC (карборунд).

2. Взаємодія з металами: 2Mg + Si = Mg2Si (магній силіцид).


з кислотами - розчиняється лише в суміші нітратної і плавикової кислот:

3Si + 4HNO3 +18 HF = 3 H2SiF6 + 4NO ↑+ 8H2O

з лугами: Si + 2 NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2 ↑

Добування кремнію:

SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si (надлишок магнію);

SiO2 + 2C = 2CO + Si

Силіцій (ІV) оксиду:

(SiO2)n – пісок, тугоплавка речовина, нерозчинна у воді. Утворений атомною кристалічною граткою.

Хімічні властивості: SiO2. - кислотний оксид.

- з водою НЕ РЕАГУЄ;

-з лугами: SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O. Через цю властивість не можна зберігати луги в скляній

тарі.

-з основними оксидами:. CaO + SiO2 = CaSiO3 кальцій силікат;

-з плавіковою кислотою: SiO2 + 4 HF = SiF4 + 2 H2O

46

Хімічні властивості силікатних кислот та їх солей:

Кремнієві або силікатні кислоти - дуже слабкі кислоти, мають склад xSiO2* yH2O, x,y – цілі числа.

H2SiO3 – найпростіша кислота, дуже слабка.

Добування: Na2SiO3 +2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl

. драглистий склоподібний осад

Хімічні властивості: При нагрівання розкладається: H2SiO3 = H2O + SiO2

Солі силікатних кислот називаються силікатами, у воді розчинні лише силікати калію і натрію .

Якісна реакція на силікати – дія сильних кислот:

Na2SiO3 +2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl .

драглистий склоподібний осад

Використання силіцій (ІV) оксиду для промислового виробництва скла,

цементу, бетону. Силікати складу R2O * nSiO2, R2O - оксиди натрію і калію називають

розчинним склом, а їх водні розчини – рідким склом. Найбільше значення має натрієве розчинне

скло, яке добувають сплавлянням кварцового піску із содою або обробкою аморфного кремнезему

концентрованим розчином лугу:

SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

Склад звичайного віконного скла Na2O * CaO * 6SiO2 , його добувають:

SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 +CО2↑;

SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2↑.

Ці силікати та кремнезем сплавляють у масу, яка поступово охолоджується:

Na2SiO3 +CaSiO3 + 4SiO2 = Na2O * CaO * 6 SiO2

Звичайний силікатний цемент, або портландцемент, - зеленувато – сірий порошок, який під час

змішування з водою твердне на повітрі (або у воді), перетворюючись у кам’янисту масу. Звичайно

його добувають прожарюванням до спікання сировинної суміші, що складається з вапняку і глини.

Прожарювання здійснюється у спеціальних циліндричних обертових печах. Спечена зерниста маса,

що утворюється, називається клінкером – напівфабрикат, який з відповідними добавками

розмелюють до тонкого порошку в кульових млинах і отримують остаточний продукт. Із суміші

цементу, води і наповнювачів (пісок, гравій, щебінь, шлак) після їх затвердіння отримують штучний

камінь – бетон. Бетон із стальною арматурою – внутрішнім каркасом - називається залізобетоном.

§ 23 Загальна характеристика металів

Положення металів в періодичній системі: якщо провести діагональ від Гідрогену до

Астату, то ліва нижня частина періодичної системи представлена металами. Вони входять до складу

головної і побічної підгруп І –ІІ груп, ІІІ групи, крім Бору, елементи всіх побічних підгруп, а також

лантаноїди і актиноїди.

Особливості будови атомів: на зовнішньому енергетичному рівні атомів металів, як правило,

знаходяться від 1 до 3 електронів, виключення Гідроген і Гелій. Атоми металічних елементів

характеризуються здатністю легко віддавати електрони. Всі металічні елементи поділяються на s, p,

d, f – елементи, в залежності від того, на якому підрівні знаходяться електрони зовнішнього

енергетичного рівня.

Металічний зв’язок: в вузлах металічної кристалічної гратки знаходяться атом – йони. В

певний момент часу атоми металів здатні втрачати електрони, перетворюючись на позитивно

заряджені йони. Електрони, які вийшли з вузла металічної гратки, називаються “електронним газом”,

вільно рухаються по кристалу металу і обумовлюють фізичні властивості металів.

Фізичні властивості металів:

Пластичність - зміщення шарів атомів, але завдяки переміщенню електронів по всьому

кристалу розриву зв’язків не відбувається (найбільша у золота).

Металічний блиск і сірий колір (крім золота і міді).

47

Непрозорість.

Електропровідність (найбільша у срібла, міді, золота, алюмінію, заліза), пояснюється

наявністю вільних електронів.

Теплопровідність (найбільша у срібла, міді, золота, алюмінію, заліза), зумовлена високою

рухливістю вільних електронів і коливальним рухом атомів.

Густина – тим менша, чим менша атомна маса металу і чим більший радіус його атому.

Найлегший – літій, найважчий - осмій.

Температури плавлення і кипіння. Найбільш легкоплавкий - рідкий метал ртуть, найбільш

тугоплавкий – вольфрам.

Твердість, найтвердіший метал – хром, найм’якіші – лужні метали.

Хімічні властивості металів:

Хімія металів може бути виражена загальною схемою: Ме0 - nе → Ме

+ n

І. Відношення до простих речовин:

Взаємодія з киснем – з утворенням оксидів, пероксидів, надпероксидів.

2Mg + O2 = 2MgO магній оксид

2Na + O2 = Na2O2 натрій пероксид (ступінь окиснення Оксигену -1);

K + O2 =KO2 калій надперокид (ступінь окиснення Оксигену -1/2).

Взаємодія з галогенами – з утворенням хлоридів, бромідів, йодидів.

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 алюміній хлорид

2Fe + 3Br2 = 2FeBr3 ферум(ІІІ) бромід

2Al +3I2 = 2AlI3 алюміній йодид

Взаємодія з азотом – з утворенням нітридів.

6Li + N2 = 2Li3N літій нітрид - за кімнатної температури

3Mg + N2 = Mg3N2 магній нітрид – при нагріванні

Взаємодія з фосфором – з утворенням фосфідів.

3Mg + 2P = Mg3P2 магній фосфід – при нагріванні

Взаємодія з сіркою – з утворенням сульфідів.

Hg + S = HgS меркурій (ІІ) сульфід – за кімнатної температури

Взаємодія з воднем – з утворенням гідридів.

2Li + H2 = 2LiH літій гідрид

LiH + H2O = LiOH + H2↑


Взаємодія з водою:

2K + 2H2O = 2KOH + H2↑

3Fe + 4H2O = Fe3O4 +4 H2 ↑

Взаємодія з кислотами: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

Cu +2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑+ 2H2O

3Cu + 8HNO3 (розв.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O

Взаємодія з лугами (лише амфотерні метали):

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 [Zn(OH)4] + H2↑

Взаємодія з оксидами (алюмотермія):

Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe

Взаємодія з солями:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

48

Ряд активності металів – послідовність металів, розміщених в порядку зменшення Їх

відновної здатності у водному розчині.

Li, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Активність металів зменшується

Li+ , K

+, Ba

2+, Sr

2+, Ca

2+, Na

+, Mg

2+, Al

3+, Mn

2+, Zn

2+ , Cr

3+ , Fe

2+, Co

2+, Ni

2+, Sn

2+|, Pb

2+, H

+, Cu

2+, Hg

2+,

Ag+, Pt

2+, Au

3+

Активність йонів металів збільшується

Ряд активності характеризує хімічні властивості металів:

- Чим лівіше метал знаходиться в ряду активності металів, тим сильніша його відновна здатність і

тим слабша окисна здатність його в розчині.

- Кожний метал здатний витісняти з розчинів солей ті метали, які стоять в ряду активності металів

правіше за нього.

- Метали, які знаходяться в ряду активності металів лівіше Гідрогену, здатні витісняти його з

розчинів кислот.

- Метали, які в ряду активності металів знаходяться лівіше Мангану, витісняють Гідроген з води.

Поняття про корозію:

Корозія металів – це хімічне і електрохімічне руйнування металів внаслідок їх контакту з

навколишнім середовищем (природні умови, промислові гази, вода, електроліти).

Ознаки корозії:

1. Зміна кольору металу.

2. Зміна механічної міцності металу.

3.Зміна ваги металу.

4. Наявність йонів металу в розчині, який його оточує

Корозія металів

Хімічна Електрохімічна

без виникнення електричного струму в системі руйнування металу під час контакту з

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 електролітами з виникненням у

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3 (іржа) системі електричного струму. В

Fe +2HCl = FeCl2 + H2 результаті взаємодії металу з молекулами

води з корозійного середовища на ньому

відбуваються два процеси : окислення

металу (анодний процес) і відновлення

окисників – компонентів середовища

(катодний процес). Окисниками

виступають йони Гідрогену або

розчинений у воді кисень.

Способи усунення корозії:

1. Покриття металів фарбами, емалями, лаками.

2. Виготовлення сплавів з антикорозійними властивостями.

3. Протекторний захист.

4. Введення інгібіторів в середовище, де відбуваються процеси корозії.

49

§ 24. Лужні метали

Загальна характеристика елементів головної підгрупи І групи: до групи входять

– Літій, Натрій, Калій, Рубідій. Цезій, Францій, це s – елементи, на зовнішньому енергетичному рівні

1 електрон, прості речовини називають лужними металами, є сильними відновниками, утворюють

оксиди типу R2О і гідроксиди RОН, сила основ збільшується від Літію до Цезію, тому що зростає

атомний радіус. Водневі сполуки відповідають формулі RН – гідриди металів, білі кристалічні

речовини. Характеризуються низькими температурами плавлення, який зменшується із збільшенням

порядкового номеру; всі елементи – типові метали, легко ріжуться ножом, дуже м’які.

Характеристика Натрію і Калію за їх положенням у періодичній системі:

знаходяться в першій групі головній підгрупі, відповідно в ІІІ і ІV періоді.

Будова атому Натрію і Калію: натрій має порядковий номер 11, отже атом Натрію містить

11 протонів, 11 електронів, 23 – 11 = 12 нейтронів, електрони розподілені по 3 енергетичних рівнях:

2,8,1; електронна формула 1s22s

22p

63s

1. Порядковий номер Калію 19, отже атом містить 19 протонів в

ядрі, 19 електронів поза ядром, 39 – 19 = 20 нейтронів в ядрі; електрони розподілені по 4

енергетичних рівнях: 2, 8, 8, 1. Електронна формула 1s22s

222p

63s

23p

63d

04s

1.

Ступені окиснення Натрію і Калію і характерний тип зв’язку: валентність в

сполуках проявляють І, ступінь окислення +1 (КОН), 0 (К), характерний тип зв’язку в сполуках -

йонний.

Фізичні властивості натрію і калію: типові метали, характеризуються низькими

температурами плавлення, легко ріжуться ножом, дуже м’які.

Знаходження Натрію і Калію в природі: у вільному стані не трапляються, в природі

зустрічаються сполуки, найпоширенішою є натрій хлорид, яка утворює поклади кам’яної солі,

входить до складу морської води разом з калій хлоридом, Входять до складу мінералів сильвініт -

NaCl *KCl та карналіт KCl *MgCl2 * 6H2O. Li+

- забарвлює полум’я в червоний колір, Na+ - в

жовтий; K+ - в фіолетовий.

Хімічні властивості лужних металів:

І Взаємодія з простими речовинами:

з галогенами:2Na + Cl2 = 2NaCl (натрій хлорид)

з сіркою: 2K + S = K2S (калій сульфід)

з азотом: 6Li + N2 = 2Li3N (літій нітрид)

з воднем: 2Na + H2 = 2NaH (натрій гідрид)

з киснем: K + O2 = KO2 (калій надпероксид)

2Na + О2 = Na2О2 (натрій пероксид)

ІІ Взаємодія із складними речовинами:

з водою 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑. Лужні метали називаються лужними, тому що при

взаємодії з водою утворюють луги.

Оксиди і гідроксиди лужних металів:

Оксиди Гідроксиди

Добування Всі оксиди, крім Lі2О, добувають при

нагріванні суміші пероксиду або

надпероксиду з надлишком металу:

Na2O2 + 2Na = 2Na2O;

KO2 + 3K = 2K2O

1.Електроліз розчинів хлоридів:

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑+ Cl2↑

2. Реакції обміну:

K2CO3 + Ba(OH)2 = BaCO3 ↓+ 2KOH

50

Хімічні

властивості

Типові основні оксиди:

Взаємодія з водою:

Li2O + H2O = 2LiOH;

Взаємодія з кислотним оксидом:

Na2O + SO3 = Na2SO4;

Взаємодія з кислотами:

K2O + 2HNO3 = 2KNO3 + H2O

Сильні основи (луги):

Взаємодія з кислотним оксидом: 2KOH

+ CO2 = K2CO3 + H2O


2LiOH + H2SO4 = Li2SO4 + 2H2O

Способи добування лужних металів: електроліз розплавів хлоридів і гідроксидів:

2LiCl = 2Li + Cl2; 4NaOH = 4Na + 2H2O + O2.

Мінеральні добрива

Речовини, переважно солі, які містять необхідні для рослин елементи живлення, називаються

мінеральними добривами. Мінеральні добрива поділяють на прості і комплексні (складні та

змішані).

Прості добрива містять один поживний елемент (натрієва селітра містить Нітроген, а калій хлорид –

Калій).

Складні добрива в однорідних частинках містять два або більше поживних елементів (калійна

селітра містить Калій і Нітроген, нітрофоска – Нітроген, Фосфор).

Змішані добрива – це механічні суміші різних видів добрив – простих і складних або тих чи інших.

Вони часто називаються тукосумішами

Мінеральні добрива

калійні добрива азотні добрива фосфорні добрива

необхідні для збільшення

врожайності, сприяє

збільшенню стійкості рослин

до несприятливих умом

Нестача Нітрогену

проявляється в світло

зеленому та жовтому

забарвленні листя. Плоди та

листя мають невеликий

розмір. Результатом значної

нестачі стає червоне

забарвлення стебел.

Листя набуває фіолетового або

пурпурового кольору, на краях

нижнього листя з'являються жовто -

бурі або бурі плями. Краї іноді

закручуються. Цвітіння і дозрівання

затримується, погіршується ріст,

молоде листя дрібне.

NaCl* KCl сильвініт

KCl сильвін

К2СО3 поташ

KNO3 калійна селітра

NH4NO3 амонійна селітра

CO(NH2)2 сечовина

KNO3 калійна селітра

NaNO3 чилійська селітра

Са3(РО4)2 кісткове, фосфоритне

борошно

Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4 - простий

суперфосфат

Са(Н2РО4)2 -подвійний суперфосфат

СаНРО4 * 2Н2О преципітат

Розрахунок вмісту діючої

речовини в добриві:

(перерахунок роблять на

К2О):

w (К2О) = Mr (К2О)/ Mr добрива

Розрахунок вмісту діючої

речовини в добриві:

(перерахунок роблять на N)

w (N) = Аr (N) / Mr добрива

Розрахунок вмісту діючої речовини в

добриві: (перерахунок роблять на

P2О5)

w (P2О5) = Mr (P2О5) / Mr добрива

51

§ 25. Кальцій та його сполуки

Характеристика Кальцію за його положенням у періодичній системі

елементів: знаходиться в ІІ групі головній підгрупі, ІV періоді.

Будова атому Кальцію та тип хімічного зв’язку: порядковий номер 20, отже, ядро

містить 20 протонів, поза ядром обертаються 20 електронів, в ядрі знаходяться 40 – 20 = 20

нейтронів; електрони розподілені по 4 енергетичних рівнях: 2, 8, 8, 2. Електронна формула атому –

1s22s

22p

63s

23p

63d

04s

2. Тип хімічного зв’язку – йонний.

Фізичні властивості кальцію: сріблясто – білий досить твердий метал, легкий, температури

плавлення і кипіння вищі, ніж у лужних металів.

Знаходження Кальцію в природі: належить до поширених елементів, у природі найбільш

розповсюджений такі сполуки – CaCO 3 кальцит (з нього утворені вапняк, мармур, крейда),

CaSO 4* 2H2O - гіпс ; CaSO 4*0,5 алебастр; Ca3(PO4)2 - фосфорит, апатит.

Хімічні властивості кальцію:

І Відношення до простих речовин -взаємодія з неметалами:

Ca + Cl2 = CaCl2 (кальцій хлорид)

Ca + S = CaS (кальцій сульфід)

Ca + H2 = CaH2 (кальцій гідрид)

3Ca + N2 = Ca3N2 (кальцій нітрид)

2Ca + O2 = 2CaO ( кальцій оксид)

Ca + 2C = CaC2 (кальцій карбід)


Реакція з водою Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑

Реакція з сильними кислотами Ca + 2 HCl = CaCl2 + H2↑

Якісна реакція забарвлює полум’я Ca2+

в цегляно – червоний; Ba2+

- світло – зелений.

Якісним реактивом на йони Барію є також сульфат – іони: Ba2+

+ SO2-

4 = BaSO4↓ осад білого

кольору.

Хімічні властивості і добування оксиду і гідроксиду кальцію:

Кальцій оксид – негашене вапно Кальцій гідроксид – гашене вапно

Добування CaCO3 = CaO + CO2↑

2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2↑ + O2 ↑

Гасіння вапна:

CaO + H2O = Ca(OH)2

негашене вапно гашене вапно

Хімічні


Типовий основний оксид:


3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2

Взаємодіє з водою – виділяється

велика кількість теплоти:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Взаємодіє з кислотою:

CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O


Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

Взаємодіє з кислотою:

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 +2H2O

Взаємодіє з солями:

Ca(OH)2 + Na2SO4 = CaSO4 ↓+ 2NaOH

Утворення хлорного вапна: Cl2+ Ca(OH)2 = CaOCl2 + H2O

CaOCl2 – кальцій гіпохлорит – хлорид – хлорне вапно – білий порошок з сильними окислювальними

властивостями – змішана сіль хлоридної і гіпохлоридної кислоти.

Механізм дії хлорного вапна: 2CaOCl2+ CO2 + H2O = CaCO3 + CaCl2 + 2HClO (процес

відбілювання).

Застосування оксиду і гідроксиду кальцію: суміш гашеного вапна, піску і води

називається будівельним розчином, застосовується як штукатурка, для скріплення цегли при

муруванні стін.

52

§ 26. Алюміній та його сполуки

Характеристика Алюмінію за його положенням в періодичній системі:

знаходиться в ІІІ періоді, в ІІІ групі головній підгрупі.

Будова атому Алюмінію: порядковий номер 13, отже в ядрі міститься 13 протонів, поза ядром

міститься 13 електронів, в ядрі знаходиться 27 – 13 = 14 нейтронів. Електронна формула –

1s22s

22p

63s

23p

1.

Валентні можливості Алюмінію: в сполуках проявляє валентність ІІІ, ступінь окислення

+3.

Фізичні властивості алюмінію: сріблясто – білий метал, характеризується високою

пластичністю, тепло – і електропровідністю, поверхня вкрита тонкою оксидною плівкою.

Знаходження Алюмінію в природі: належить до найпоширеніших елементів Землі.

Найважливіші сполуки – алюмосилікати – це солі, утворені оксидами алюмінію, силіцію, лужних

металів – Al2O3* 2SiO2*2H2O алюмосилікат складу (Na,K)2 (Al2Si2O8); боксит Al2O3*Н2О, корунд -

Al2O3.

Хімічні властивості алюмінію:

І Взаємодія з простими речовинами - неметалами:

Взаємодія з киснем: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 (алюміній оксид);

Взаємодія з хлором: 2Al +3Cl2 = 2AlCl3 (алюміній хлорид);

Взаємодія з азотом: 2Al + N2 = 2Al N (алюміній нітрид);

Взаємодія з сіркою 2Al +3S =Al2S3 (алюміній сульфід);

Взаємодія з вуглецем: 4Al + 3C = Al4C3 (алюміній карбід).


Взаємодія з водою - очищений від оксидної плівки алюміній реагує з водою:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑


2Al + 6 HCl = 2AlCl3 + 3H2 ↑

Взаємодія з лугами: Доведення амфотерності алюмінію

2Al +2NaOH + 6 H2O = 2Na[Al(OH)4]+3H2↑

(натрій тетрагідроксоалюмінат)

Взаємодія з оксидами (алюмотермія):

3Fe3O4 + 8 Al = 4Al2O3 + 9 Fe

Хімічні властивості оксиду і гідроксиду алюмінію:

Алюміній оксид Алюміній гідроксид

Добування 1. Взаємодія алюмінію з киснем:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2. Термічний розклад алюміній гідроксиду:

2Al(OH)3 =Al2O3 + 3H2O

1. Реакція солей алюмінію з лугами :

AlBr3 + 3KOH = Al(OH)3↓ + 3KBr

Хімічні


Амфотерний оксид, з водою не взаємодіє:

Взаємодія з кислотою:

Al2O3 + 6HCl = AlCl3 + 3H2O

Взаємодія з лугом:

Al2O3 + 2NaOH (t) =NaAlO2 + H2O

Al2O3 + 2NaOH +3H2O = 2Na[Al(OH)4]

натрій тетрагідроксоалюмінат

Амфотерний гідроксид:

Взаємодія з кислотою:

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Взаємодія з лугом:

Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4]

калій тетрагідроксоалюмінат

Реакції, покладені в основу виробництва алюмінію: електроліз розплаву алюміній

оксиду :

2Al 2O3 = 4Al + 3O2

53

Застосування алюмінію та його сполук: ґрунтується на фізичних та хімічних

властивостях – авіаційна промисловість, виготовлення кабелю, проводів, виготовлення тари для

нітратної кислоти, виготовлення корпусів автобусів, тролейбусів, суцільнометалевих вагонів,

упаковка для харчових продуктів і посуд, виготовлення сріблястої фарби для захисту металів від

корозії. Алюмінотермія використовується для добування хрому, марганцю, ванадію, титану,

цирконію.

§ 27. Ферум. Залізо

Характеристика Феруму за положенням у періодичній системі: знаходиться в ІV

періоді, VІІІ групі, побічній підгрупі.

Будова атому: порядковий номер 26, в атомі міститься 26 протонів, 26 електронів, 56 – 26 = 30

електронів. Електрони розподілені на 4 енергетичних рівнях: 2, 8, 14 ( 8+6), 2. Електронна формула

атому - 1s22s

22p

63s

23p

63d

64s

2.

Ступені окиснення Феруму та тип хімічного зв’язку: віддаючи 2 електрони з

зовнішнього енергетичного рівня, проявляє ступінь окислення +2, віддаючи 3 електрони (2 зовнішніх

і один з перед зовнішнього енергетичного рівня) проявляє валентність +3. Відома незначна кількість

сполук Феруму +6 (К2FеО4).

Фізичні властивості заліза: залізо – сріблясто – блискучий метал, має високу пластичність,

легко намагнічується і розмагнічується.

Знаходження Феруму в природі: після Алюмінію – найпоширеніший. Найважливішими

залізними рудами є Fe3О4 – магнітний залізняк; Fe2О3 – червоний залізняк; Fe2О3 * Н2О – бурий

залізняк; FeS2 – пірит

Хімічні властивості заліза:

І Взаємодія з простими речовинами – неметалами:

З галогенами при нагріванні: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

На повітрі легко окислюється в присутності вологи: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3↓(іржа)


Взаємодія з кислотами - розчиняється в хлоридній і розведеній сульфатній кислоті:

Fe +2HCl = FeCl2 + H2↑

Хімічні властивості оксидів і гідроксидів Феруму:

Ферум (ІІ) оксид Ферум (ІІ) гідроксид Ферум (ІІІ) оксид Ферум (ІІІ) гідроксид

Добування:

Fe(OH)2 = FeO + H2O

Слабка основа,

зеленуватого кольору.

Слабо амфотерні


Слабо амфотерна основа,

бурого кольору.

Основний

оксид,

взаємодіє з

кислотами.

Добування:

FeSO4 + 2KOH = Fe(OH)2↓

+K2SO4

Властивості:

Fe(OH)2+ H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O =

4Fe(OH)3↓

Добування:

4FeS2 + 11O2 =

2Fe2O3 + 8SO2

Добування:

FeCl3 + 3NaOH =

Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Реагує з кислотами та

основами

54

Якісна реакція на сполуки Fe2+

– червона

кров’яна сіль

3FeCl2 + 2K3 [Fe(CN)6] =Fe 3 [(Fe(CN)5 )2]↓+ 6KCl

синій осад – турнбульова синь

Якісна реакція на сполуки Fe3+

– жовта кров’яна

сіль

4FeCl3 + 3 K4[ (Fe(CN)6] =Fe4 [(Fe(CN)6) ]↓+12 KCl

осад синього кольору –

берлінська блакить

Якісним реактивом також є амоній тіоціанат –

(NH4)NCS

Fe3+

+ 3NCS- = Fe(NCS)3↓ – осад криваво –

червоного кольору

Виробництво чавуну доменним способом:

Чавун - сплав, який містить 93% Феруму, до 4,5 % Карбону, а також Силіцій, Манган, Фосфор і

Сульфур. Виробництво чавуну відбувається в домні.

Сировина: руда Fe3О4 – магнітний залізняк; Fe2О3 – червоний залізняк; Fe2О3 * Н2О – бурий

залізняк, кокс, флюси СаСО3, MgCO3.

Виробницитво сталі:

Сталь – сплав, який містить Ферум, Карбон (вміст якого від 0,3

до 1,7 %). Виробництво сталі відбувається в конверторах,

мартенівських печах, електродуговим способом.

Сировина: чавун, металобрухт, флюси.

І Конверторний спосіб:

Окиснення домішок, які є в чавуні: 2C + O2 = 2CO

2Mn+ O2= 2MnO

Конвектор Бесемера 4P + 5O2= 2P2O5

S+ O2=SO2

Si + O2= SiO2

2Fe + O2= 2FeO

Відновлення залізі з його оксиду : Si + 2 Fe O = 2Fe + Si O2

Mn + FeO = Fe + MnO

2P + 5FeO= 5Fe + P2O5

Утворення шлаку: CaO + SiO2 = CaSiO3↓

3CaO + 3P2O5= Ca3(PO4)2↓

MnO + SiO2 =MnSiO3↓

55

ІІ Мартенівський спосіб:

§ 28 Основні способи добування металів

Сплавами називають системи, що складаються з двох і більше металів, а також металів і неметалів.

Властивості сплавів дуже різноманітні і відрізняються від властивостей вихідних компонентів.

Хімічний зв’язок у сплавах металічний, тому вони мають металічний блиск, електропровідність та

інші властивості металів. Сплави добувають змішуванням металів у розплавленому стані, вони

тверднуть при наступному охолодженні.

Основні способи промислового добування металів:

1. Пірометалургійні – відновлення металів з їх сполук вугіллям, воднем, карбон(ІІ) оксидом та

іншими металами при високих температурах.

Cu2O + CO = 2Cu + CO2↑

ZnO + C = Zn + CO↑

WO3 + H2 = W + H2O

Cr2O3 + Al = Al2O3 + 2Cr –відновлення металів із сполук іншими металами називається металотермія.

Відновлення металів за допомогою алюмінію називається алюмотермія.

2. Гідрометалургійні добування металів з розчинів їх солей. При цьому метал з руди спочатку

переводять в розчин за допомогою відповідних реагентів, а потім добувають його з цього розчину.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

3. Електрометалургійні - способи добування металів за допомогою електролізу.

Електроліз – окисно – відновний процес, який відбувається на електродах при проходженні

електричного струму через розплав або розчин електроліту.

Електроліз розплаву:

NaCl→Na+ + Cl

- CuCl2 → Cu

2+ + 2Cl

-

K ( - ) Na+

K( -) Cu2+

A (+) Cl-

A (+) Cl-

Na+ + 1e → Na

0 2 Cu

2+ + 2e → Cu

0 1

2Cl- - 2e → Cl2 1 2Cl

- - 2e → Cl2 1

2Na+ + 2Cl

- → 2Na

0 + Cl2 Cu

2+ + 2Cl

- → Cu

0 + Cl2

2NaCl = 2Na0 + Cl2 CuCl2 =Cu

0 + Cl2

Електроліз розчину:

NaCl→Na+ + Cl

- CuCl2 → Cu

2+ + 2Cl

-

K ( - ) Na+, НОН K( -) Cu

2+, HOH

A (+) Cl-, НОН A (+) Cl

-, HOH

2НОН +2е → Н2 + 2ОН-

1 Cu2+

+ 2e → Cu0

1

2Cl- - 2e → Cl2 1 2Cl

- - 2e → Cl2 1

2НОН + 2Сl- = H2 ↑+ Cl2 ↑+ 2OH

- Cu

2+ + 2Cl

- → Cu

0 + Cl2↑

2НОН + 2NaСl = H2 ↑+ Cl2 ↑+ 2NaOH CuCl2 = Cu

0 + Cl2↑

56

На катоді відновлюється метал, електродний потенціал якого більше за Гідроген, а також катіони

металів, що мають електродний потенціал менший за Гідроген, але більший за Алюміній, при цьому

водночас відновлюються і метал, і йони Гідрогену. Якщо електродний потенціал менший за

Алюміній, відновлюються йони Гідрогену з води.

На аноді відновлюється той аніон, який простіше за хімічним складом. У випадку гідроксид – йонів

відбувається наступний процес:

2НОН – 4е → О2+ 4Н+

За допомогою електролізу добувають алюміній, лужні метали та інші – з їх розплавів оксидів або

хлоридів.

ООРРГГААННІІЧЧННАА ХХІІММІІЯЯ §§ 2299 ТТееооррііяя ббууддооввии ооррггааннііччнниихх ррееччооввиинн ОО.. ММ.. ББууттллеерроовваа..

Теорія будови органічних речовин О. М. Бутлерова (1861 р.)

1. Атоми в молекулах з’єднані між собою в певній послідовності хімічними зв’язками згідно з їх

валентністю.

2. Карбон в усіх органічних речовинах чотирьох валентний.

3. Властивості речовин залежать не лише від якісного і кількісного складу, але і від порядку

з’єднання атомів в молекулі (явище ізомерії, ізомери – це речовини, які мають однаковий кількісний

і якісний склад, але різняться порядком з’єднання атомів в молекулі).

4. Будова молекули описується молекулярною, структурною, електронною формулами.

5. Атоми в молекулі взаємно впливають один на одного.

Види ізомерії:

Структурна ізомерія - ізомер, з різним порядком з’єднання атомів в молекулі. Виділяють три

групи:

1. сполуки, які відрізняються будовою карбонового ланцюга ( бутан і 2-метилпропан).

2. сполуки, які відрізняються положенням замісників, функціональних груп (спирти, аміни) або

кратним зв’язком в молекулі ( бут-1-ен і бут-2-ен).

3. сполуки, які відносяться до різних класів органічних сполук ( циклогексан і гексен)

Просторова ізомерія – ізомери з різним взаємним розташуванням атомів в просторі при

однаковому порядку їх з’єднання.

1 Цис – транс – ізомери існують в сполуках, які містять подвійний зв’язок або цикл. В цис – ізомерах

замісники у різних атомів Карбону знаходяться по одну сторону від деякої площини, в транс –

ізомерах – по різну.

2. Оптичні ізомери існують у молекул, дзеркальні відображення яких не сумісні один з одним. Такою

властивістю характеризуються молекули, які мають асиметричний центр – атом Карбону, який

зв’язаний з чотирма різними замісниками. Оптичні ізомери мають майже однакові фізичні і хімічні

властивості.

Карбоновий ланцюг – послідовність хімічно зв’язаних між собою атомів Карбону. Карбонові

ланцюги поділяють на :

аліфатичні – не містять цикл (СН3ОН);

циклічні - містять цикл, поділяють на карбоциклічні (містять лише атоми Карбону) і

гетероциклічні (містять не карбонові атоми).

Атом Карбону, з’єднаний лише з одним атомом Карбону, називають первинним, з двома –

вторинним, з трьома – третинним, з чотирьома – четвертинним. Скелет, що містить лише первинні

і вторинні атоми Карбону, називають нерозгалуженим. Скелет, що містить третинні і четвертинні

атоми Карбону, називають розгалуженим.

Насичені сполук містять лише одинарні зв’язки С- С в карбоновому скелеті, ненасичені – сполуки

містять кратні зв’язки С= С і С = С.

57

Механізм розриву ковалентних зв’язків:

- Якщо спільна електронна пара ділиться між атомами, то утворюються радикали - частинки,

що мають неспарені електрони. Такий розрив зв’язку називається радикальним або

гемолітичним.

- Якщо під час розриву зв’язку спільна електронна пара залишається біля одного атома, то

утворюється йон – катіон або аніон. Такий механізм зв’язку називається йонним або

гетеролітичним. Він призводить до утворення органічних катіонів або аніонів.

§ 30. Алкани Загальна формула - CnH2n+2; суфікс в назвах –ан; тип зв’язку – одинарний (𝜎 - зв'язок), тип

гібридизації - sp3; кут між орбіталями – 109

028; довжина зв’язку – 0,154 нм; тетраедрична будова;

реакції заміщення.

Електронна будова (на прикладі метану):

В атомі Карбону на зовнішньому енергетичному рівні 4 електрона: 2

спарених і 2 неспарених. При наданні атому енергії відбувається

розпарювання 2s- електронів і перехід одного з них на вільний р-

підрівень. 4 електрони змінюють форму свого руху (гібридизують) і

починають рухатися по витягнутій вісімці(неправильній). В молекулі

відбувається sp3-гібридизація. Гібридизовані орбіталі розмішені в

просторі під кутом 10928 і на відстані 0,154нм, утворюючи

просторову геометричну фігуру тетраедр. Всі зв’язки в молекулі

алканів насичені σ -зв’язки між двома атомами, направлені вздовж

прямої, що сполучає їх ядра співпадає з віссю симетрії електронних

хмар. Атоми Карбону насичені атомами Гідрогену, σ - дуже міцні, для їх розриву необхідна велика

енергія, а тому алкани - малореакційноздатні речовини.

Гомологічний ряд алканів: Назва радикалів:

СН4 метан СН3 - метил

С2Н6 етан С2Н5 - етил

С3Н8 пропан С3Н7 - пропіл

С4Н10 бутан С4Н9 - бутил

С5Н12 пентан С5Н11 – пентіл (аміл)

С6Н14 гексан С6Н13 - гексил

С7Н16 гептан С7Н15 - гептил

С8Н18 октан С8Н17 - октіл

С9Н20 нонан С9Н19 - ноніл

С10Н22 декан С10Н21- деціл

Фізичні властивості: С1-С4- гази; С5-С16- рідини;С17-тверді речовини. Із збільшенням відносної

молекулярної маси збільшується температури кипіння і плавлення; усі речовини неполярні, а тому

розчинність у воді обмежена.

Ізомерія: карбонового ланцюга.

Хімічні властивості і застосування , що ґрунтується на цих властивостях.

Властивість Рівняння хімічної реакції

Застосування

1.Повне

окислення

(горіння)

СН4 + 2О2 СО2 + 2 Н2О .

При неповному згорянні:

2СН4+ 3О2 2СО + 4Н2О

Паливо у промисловості, побуті,

інтенсифікація доменного процесу.

Сажа – для виготовлення

друкарських фарб, гумових виробів.

58

2.Розклад

метану. Крекінг

алканів.

Піроліз металу:

2СН4 (t)˂1500

С2Н2 + 3Н2

СН4 (t)˃1500

С + 2Н2

сажа

С4Н10 (t) СН4 +С3Н6

Добування етину, водню (для

синтезу амоніаку, органічних

речовин).

3. Замішення

а ) галогеном - на світлі:

СН4 + Сl2 CH3Cl + +HCl

хлорометан

CH3Cl + Cl2 CH2Cl2+ HCl

дихлорометан

CH2Cl2 + Cl2 CHCl3 + HCl

трихлорометан

CHCl3 + Cl2 CCl4 + HCl

тетрахлорометан

б) нітратною кислотою ( р.Коновалова)

СН4 + НО- NO2 (p,t)СН3-NO2+Н2О

Нітрометан

Добування хлорпохідних алканів:

СН3Сl– холодоагент;

СF2Cl2-фреони;

СН2Сl2- анестезія;

СНСl3- розчинник;

ССl4- гасіння пожеж.

4.Ізомерізація СН3-СН2-СН2-СН3 (н-бутан) (AlCl3)

СН3-СН(СН3)-СН3 ізобутан

Добування :

1. С1-С5-виділяють з природнього газу і нафти.

2. Синтез В’юрца: C2H5Cl + 2Na +CH3Cl C3Н8+2NaСl

3. Гідрування алкенів С2Н4+Н2 (Ni,t) C2H6,

4. Взаємодія алюміній карбіду з водою: Al4C3+12H2O 3CH4 + 4Al(OH)3 ,

5. Реакція декарбоксилування CH3COONa + NaOH CH4+ Na2CO3

6. Взаємодія водню і графіту: С + 2Н2 =СН4

7. Алкани добувають з чадного газу та водню, що входять до складу водяного газу:

nCO + ( 2n+1)H2 = CnH2n+2 +nH2O

CO +3H2 = CH4 + H2O

§ 31 Алкени Загальна формула - CnH2n; суфікс в назвах –ен; тип зв’язку – подвійний

(𝜎 – і π зв'язки), тип гібридизації – sp2; кут між орбіталями – 120

0; довжина

зв’язку – 0,134 нм; трикутна будова; реакції приєднання.

Електронна будова :

В атомі С на зовнішньому енергетичному рівні 4 електрони - 2 спарених і 2

неспарених. При наданні атому порції енергії відбувається перехід одного s -

електрону на вільну р-орбіталь, утворюється чотири неспарених електрона, 3

з яких змінюють форму свого руху і починають рухатися по неправильній вісімці (sp2 -гібридизація),

розташовуються під кутом 1200 і на відстані 0,134 нм, утворюючи геометричну фігуру трикутник.

Утворюється 3 - сігма зв’язки між атомами С і атомом Н. В кожного атому С залишається по одному

електрону, що не змінив форму свого руху і продовжує обертатися по правильній вісімці. Ці

електрони розташовуються перпендикулярно до площини молекули, перекриваючись над і під

площиною, утворюється пі - зв’язок. Таким чином, атоми С з’єднані 1- сігма і 1-пі зв’язками - в

молекулі утворюється подвійний зв’язок. Алкени більш реакційне здатні, ніж алкани, тому що пі –

зв’язок слабкий, легко розривається, а тому характерною ознакою є реакція приєднання.

59

Фізичні властивості: С2 – С4 – гази, С5- С17 – рідини, С18 – тверді речовини. Нерозчинні у воді,

розчинні в органічних розчинниках, температури кипіння і плавлення збільшується із збільшенням

молекулярної маси.

Ізомерія:

1.карбонового ланцюга;

2. міжкласова ізомерія з циклоалканами;

3. за місцем положення подвійного зв’язку;

4. геометрична ізомерія.

Хімічні властивості і застосування , що ґрунтується на цих властивостях:

Властивості Рівняння хімічної реакції Застосування

1. Повне окиснення

(горіння) С2Н4 +3О2 2СО2 +2Н2О

2. Часткове окислення Реакція Вагнера:

3СН2=СН2 + 2KMnO4 + 4H2O

3CH2OH–CH2OH + 2MnO2 +2KOH

етиленгліколь (антифріз)

Якісна реакція на

алкени (знебарвлення

розчину калій

перманганату).

3.Заміщення За місцем кратного зв’язку неможливе:

СН3 –СН =СН2 + Cl2 → CH2Cl-CH =CH2 + HCl

Хлоропропен

4. Приєднання а) водню (гідрування) С2Н4 + Н2 (Kt) С2Н6 етан

б ) води (гідратація)С2Н4 + Н2О (H2SO4) С2Н5ОН

етанол

в) галогенів ( галогенування) - якісна реакція на

кратний зв'язок = знебарвлення бромної води:

С2Н4 + Br2 С2Н4Вг2

диброметан

г) галогеноводнів (гідрогенгалогенування)

С2Н4 + НСl С2Н5Сl хлор етан

Добування етанолу

(барвники, ліки,

синтетичний каучук),

1,2- дихлоретану

(інсектицид,

розчинник), хлор

етану( анестезія)

5. Полімерізація nCH2=CH2 ( t,H+,кат ) (-CH2-CH2-)n

Поліетилен

Добування

поліетилену

Добування в лабораторії та промисловості :

В промисловості В лабораторії

1. Крекінг нафтопродуктів, виділення з коксових газів Гідрування алкінів

С2Н2 +Н2 С2Н4

2. Дегідрування алканів:

С2Н6 ( Сг2О3 )

С2 Н4 + Н2

Дегідратація спиртів

С2Н5ОНH2SO4

→С2Н4 + Н2О

3. З галогенпохідних алканів: При взаємодії

моногалогенпохідного алкану із спиртовим розчином калій

гідроксиду утовриться алкен, калій хлорид та вода.

СН3-СН2Сl + KOH (спирт. р-н) CH2=CH2 + KCl + H2O

Правило Марковнікова: при приєднанні полярних молекул типа НХ до несиметричних

алкенів Гідроген приєднується до більш гідрогенізованого атому Карбону при подвійному зв’язку.

60

H2C = CH – CH2 – CH3 + HCl H3C – CH (Cl) – CH2 – CH3

Бут-1-ен 2 - хлорбутан

Правило Зайцева: відщеплення атому Гідрогену в реакціях дегідрогалогенування відбувається

переважно від менш гідрогенізованого атому Карбону.

H3C – CH (Cl) – CH2 – CH3 + HOH H3C – CH = CH – CH3 + HCl

бут-2-ен

Алкадієни

Ненасичені вуглеводні, що містять два подвійних зв’язки. Загальна формула СпН2п-2.

Класифікація: 1. ізольовані подвійні зв’язки - розділені двома або більше сігма –зв’язками.

CH2 = CH – СН2 - CH =CH2

2. кумульовані – подвійні зв’язки поруч один з одним.

CH2 = C= СН - CH2 - CH3

3. Спряжені подвійні зв’язки розділені одним зв’язком. СН2 = СН – СН = СН2

Добування: р. Лебедева 2С2Н5ОН ( t, ZnO, Al2O3) СН2 = СН – СН = СН2 + H2 ↑+ 2H2O


1. Приєднання

СН2 = СН – СН =СН2 + Br2 CH2 Br – CHBr – CH = CH2 або CH2Br – CH = CH – CH2Br

2. Полімеризація nСН2 = СН – СН = СН2 (Н+ ) ( - СН2 – СН = СН – СH2 - )n

§ 32 Загальні поняття хімії високомолекулярних сполук Хімія високомолекулярних сполук

Природні високомолекулярні сполуки Синтетичні високомолекулярні сполуки

крохмаль целюлоза білки нуклеїнові кислоти пластмаси волокна каучуки

Мономер – низькомолекулярна речовина, з якої синтезують полімер.

Полімер – високомолекулярна речовина, молекули якої складаються з великої кількості

структурних одиниць – елементарних ланок.

Гомополімер – полімер, що містить однакові структурні ланки.

Співполімер – полімер, що містить різні структурні ланки.

Структурна ланка – група атомів, що повторюється n разів у молекулі полімеру.

Ступінь полімеризації – кількість елементарних ланок у макромолекулі полімеру.

Відносна молекулярна маса – величина, рівна масі елементарної ланки, помноженій на

ступінь полімеризації.

Полімеризація – метод добування полімерів, який полягає у послідовному приєднанні молекул

ненасичених сполук одна до одної з утворенням високомолекулярного продукту – полімеру.

Співполімеризація – сумісна полімеризація кількох різних мономерів.

Поліконденсація – метод добування полімерів з низькомолекулярних речовин, який

супроводжується виділенням побічних низькомолекулярних речовин, який супроводжується

виділенням побічних низькомолекулярних продуктів реакції (води, аміаку, тощо).

Співконденсація – реакція поліконденсації з використанням низькомолекулярних сполук різної

хімічної природи.

61

Пластмаси матеріали на основі полімерів, що зберігають після нагрівання і поступового охолодження надану їм

форму

термопластичні термореактивні

багаторазово розплавляютьі заливають у після нагрівання втрачають

форми ,де після пластичність і здатність

охолодження вони тверднуть розчинятися в органічних.

(поліетилен, поліпропілен) розчинниках

(фенолформальдегідні смоли)

Поліетилен: n CH2= CH2 t,p,Kt

→ (- CH2 – CH2 -)n. Термопластична пластмаса, не витримує

нагрівання вище 60 – 1000С, морозостійкий, стійкий проти дії води ,кислот (крім концентрованої

нітратної кислоти), жирів, масл. Використовується для виготовлення водо – і каналізаційних труб,

плівки, тари, тепло – і електроізоляційний матеріал.

Поліпропілен: n СН3 - СН = СН2 → ( - СН(СН3) – СН2 -)n – міцність, краща за поліетилен. При

упорядкованому розміщенні локантів (стереорегулярний полімер) поліпропілен існує у вигляді

волокнистих кристалів, при не упорядкованому розміщенні локантів (стереонерегулярний полімер) –

вязка рідина. Виготовлюють труби, одноразовий посуд, плівку.

Політетрафторетилен: (-CF2 – CF2 -)n – тефлон, не розчиняється і не набухає в розчинниках,

негорючий, висока хімічна стійкість, витримує високі температури нагрівання.

Полівінілхлорид:( - СН(Сl) – СН2 -)n - твердий, стійкий проти дії кислот та лугів, більшості

органічних розчинників. Виготовлюють штучну шкіру, лінолеум, електроізоляцію.

Полістирен: ( - СН(С6Н5) – СН2 -)n - лінійний полімер, аморфний, термопластичний, не реагує з

лугами та кислотами, добре склеюється, невисока міцність, теплостійкість, добра звукоізоляція,

використовують для виготовлення декоративної плитки, систем переливання крові тощо.

Поліметилметакрилат (органічне скло):

nСН2 = С(СН3) - СООН→ ( - СН2 = С(СН3) – СООСН3)n. Нерозчинний у спирті, розчинний у бензені,

ацетоні, оцтовій кислоті, не діють розведені розчини кислот і лугів, при ударі не розсипається.

Фенолформальдегідні полімери: - СН2 – С6Н5(ОН) – СН2 - С6Н5(ОН) – СН2-.

Термореактивні пластмаси, утворюються внаслідок реакції поліконденсації метаналю та фенолу,

нерозчинні у воді, при змішуванні з відходами обробки деревини утворюється деревяно-стружкова

плита, яка використовується для виготовлення меблів.

Каучуки Полімери рослинного або синтетичного походження, із яких виготовлюють гуму.

Основна властивість – еластичність – здатність після деформації відновлювати свою форму.

Каучук натуральний ( - СН2 – С(СН3) = СН – СН2 - )n .Мономером є 2- метил 1,3бутадієн.

Білий, розчиняється в бензені, бензині, окислюється киснем, калій перманганатом.

Синтетичний каучук:

1) бутадієновий - мономером є 1,2 бутадієн (дивініл) СН2 = СН – СН =СН2; внаслідок полімеризації

утворюється ( - СН2 – СН = СН – СН2 - )n .

Реакція полімеризації: nСН2 = СН – СН = СН2 (Н+ ) ( - СН2 – СН = СН – СH2 - )n

2) хлоропреновий - мономером є 2 – хлор – 1,3 бутадієн, хлоропрен СН2 = С(Cl) – СН =СН2,

внаслідок полімеризації утворюються хлоропреновий каучук ( - СН2 - С(Cl) = СН -СН2 - )n – матеріал,

з якого виготовлюють шланги для перекачування нафти і масла, ємності для зберігання корозійних

хімічних речовин.

3) бутадієнстиреновий – мономером якого є дивініл СН2 = СН – СН =СН2 і стирен

С6Н5 – СН = СН2, внаслідок співполімеризації утворюється бутадієнстиреновий каучук

62

( - СН (С6Н5 – (СН2)2 – СН = СН – СН2 - )n – каучук, який підлягає вулканізації, внаслідок чого

отримують гуму, яка характеризується високою зносостійкістю.

4) ізопреновий (- СН2 – С(СН3) = СН – СН2 - )n, за будовою аналогічний натуральному.

Волокна Довгі гнучкі нитки, які виробляють із природних або синтетичних полімерів і використовують для

виготовлення пряжі та текстильних виробів.

Волокна

природні хімічні

рослинні тваринні мінеральні синтетичні штучні

бавовняне, вовняне азбестове утворені утворені з

льняне шовкове. з органічних природної сировини,

речовин, внаслідок хімічних

внаслідок реакцій: віскоза,

хімічних реакцій: ацетатне волокно

капрон, лавсан,

найлон

Ацетатне волокно: внаслідок реакції естерифікації між целюлозою і оцтовою кислотою

утворюється триацетатцелюлоза, яку розчиняють в спирті та ацетоні, пропускають через фільєри, і

отримують ацетатне волокно.

[(С6Н7О2(ОН)3)n ]+ 3n СН3СООН [(С6Н7О2(ОСОСН3)3)]n +3nН2О

Віскоза: при взаємодії целюлози і розчину натрій гідроксиду утворюється мононатрій целюлоза,

яку розчиняють у сірковуглеці, при цьому утворюється лужний розчин, який пропускають через

фільєри і отримують віскозу.

[(С6Н7О2(ОН)3)n ]+ nNaОН [(С6Н7О2(ОH)2ОNa)]n + nН2О

Капрон: внаслідок реакції поліконденсації 𝜀 - аміно капронової кислоти утворюється капрон.

nH2N – (CH2)5 – COOH → [-HN – (CH2)5 – CO -]n. Утворюються міцні, хімічно стійкі волокна, які

витримують низькі температури, легко забарвлюються, руйнуються лише концентрованими

кислотами. Виготовлюють канати, сітки.

Лавсан: внаслідок реакції співполімеризації терефталевої кислоти та етиленгліколю утворюється

поліестерне волокно лавсан, яке не потребує прасування, руйнується кислотами, має низьку

гігроскопічність.

Найлон: внаслідок реакції співполімеризацій гексаметилендіаміну та адипінової кислоти

утворюється волокно найлон: міцне, витримує низькі температури, руйнуються концентрованими

кислотами. Виготовлюють килими.

§ 33 Алкіни

Загальна формула: CnH2n-2; суфікс в назвах –ін; тип зв’язку – потрійний (𝜎 – і 2 π зв'язки), тип

гібридизації - sp; кут між орбіталями – 1800; довжина зв’язку – 0,120 нм; лінійна будова; реакції

приєднання і заміщення.

Електронна будова :

В атомі Карбону на зовнішньому енергетичному рівні 4 електрони: 2 спарених і

2 неспарених ; при наданні атому порції енергії відбувається перехід одного s -

63

електрона на вільну р – орбіталь, утворюється 4 неспарених електрона, 2 з яких змінюють форму

свого руху ( sр -гібридизація) і починають рухатися по неправильній вісімці, утворюючи сігма –

зв’язки між двома атомами С і атомами Н . 2 електрони, що не змінили форму свого руху ,

обертаються в двох взаємно перпендикулярних площинах і перпендикулярно до площини

гібридизованих орбіталей. Кут між ними 1800 , відстань 0,120 нм, форма молекули лінійна.

Потрійний зв’язок складається з 1-сігма і 2-пі, останні легко розриваються, а тому алкіни дуже

реакційно здатні.

Фізичні властивості : С2 – С4 –гази, С5 –С16 –рідини, С18 – тверді. Температури кипіння вищі ,

ніж у алкенів, збільшуються із збільшенням відносної молекулярної маси.

Ізомерія:

1. карбонового ланцюга,

2. за положенням потрійного зв’язку,

3. міжкласова (загальна формула спільна з алкадієнами).



Застосування

1. Повне

окислення

(горіння)

2С2Н2 + 5О2 4СО2 + 2Н2О

(горить кіптявим полум’ям)

Газове зварювання і

різання металів.

2. Часткове

окислення 3С2Н2 + 8КMпО4 + 4Н2О3СООН -СООН +8МпО2 +8 КОН

щавлева кислота

Якісна реакція,

знебарвлення калій

перманганату.

3. Приєднання А) гідрування: С2Н2 + Н2 (Kt) С2Н4етен

Б) галогенування: С2Н2 +СІ2 С2Н2СІ2 дихлоретен

В) гідрогенгалогенування:

С2Н2 + НСІ С2Н3СІ (хлорвініл)

Г) гідратація ( р. Кучерова) :

С2Н2 + Н2О(Hg2+

) СH3 – COH

етаналь

Всі алкіни, крім етину, при взаємодії з водою утворюють

кетони.

Механізована чистка

одежі, добування

полівінілхлориду,

оцтової кислоти

4. Заміщення

(слабкі

кислотні

властивості)

НС ≡ СН + 2Nа Na- C ≡ C –Na + H2натрій ацетиленід

C2H2 + Ag2О Ag – C ≡ C –Ag ↓ + 2H2O

білий - Аргентум ацетиленід


потрійний зв’язок.

5.Тримерізація

( реакція

Зелинського )

3С2Н2 С активоване

С6Н6

бензен

Добування бензену

Добування:

в промисловості – піроліз нафтопродуктів

в лабораторії взаємодія кальцій карбіду з водою СаС2 +2Н2О С2Н2 + Са(ОН)2

піроліз метану 2СН4 ˂1500

С2Н2 + 3Н2

при взаємодії дигалогенпохідного алкану із спиртовим розчином калій гідроксиду утвориться

алкін, калій хлорид та вода.

С2Н4СІ2 + 2КОН С2Н2 + 2КСІ + Н2О (спиртовий розчин лугу)

64

§ 34 Арени

Загальна формула: CnH2n-6; суфікс в назвах –ен; тип зв’язку – ароматичний (утворення 6 π-

електронна хмара), тип гібридизації – sp2; кут між орбіталями – 120

0; довжина зв’язку – 0,140 нм;

реакції заміщення і приєднання.

Електронна будова: в атомі Карбону на зовнішньому енергетичному рівні 4

електрони: 2 – спарених і 2 неспарених. При наданні атому порції енергії

відбувається розпарювання 2 s - спарених електронів, один з яких переходить на

вільну р - орбіталь. З чотирьох неспарених електронів три змінюють форму свого

руху (гібридизують ) - sр2- гібридизація. В молекулі бензену шість атомів Карбону,

в кожного з яких залишається по одному електрону, що не змінили форму свого

руху і продовжують рухатися по правильній вісімці. Всього таких електронів 6.

Вони рухаються перпендикулярно до площини молекули, кожна електронна хмара перекривається з

двома сусідніми електронними хмарами. Утворюється єдина 6 π - електронна хмара. 3

гібридизованих електрони кожного атому С утворюють σ – зв’язки з двома сусідніми атомами С і

атомом Н. Внаслідок утворення 6 π -електронної хмари електронна густина розподілена рівномірно.

Довжина зв’язків в молекулі бензену займають проміжне місце між одинарними і подвійними, а

тому для аренів характерні реакції заміщення і приєднання.

Фізичні властивості: бензен – рідина з характерним запахом.

Ізомерія: положення локантів в бензеновому кільці біля 1,2 атому Карбону називається

ортоположенням, 1,3 - параположення,1,4 - мета положенням.

СН3 СН3 СН3

С2Н5 СН3

СН3

Етилбензен СН3

1,2 –диметилбензен 1,4 –диметилбензен 1,3-диметилбензен

(о – ксилол) ( п – ксилол) (м –ксилол)


Властивість Рівняння хімічної реакції Застосування

1. Повне

окислення 2C6H6 + 15 O2 12CO2 +6H2O Горить кіптявим

полум’ям

2. Часткове

окислення C6H5 – CH3 ( толуен)

KMnO4 C6H5COOH(бензойна кислота)

C6H6 + KMnO4 +

3. Заміщення

(відбувається

легше,

ніж у алканів)

a) нітрування

C6H6 + HO – NO2 H2SO4

C6H5 – NO2 + H2O

нітробензен

в) галогенування

C6H6 + Cl2 AlCl3

C6H5Cl + HCl

хлоробензен

г) алкілування (р. Фриделя – Крафтса )

C6H6 + CH3 – Cl AlCl3

C6H5CH3 + HCl

толуен

Барвники,

лікарські

препарати,

розчинники.

4. Приєднання a) гідрування Добування циклогексану -

65

(відбувається

важче, ніж у

алкенів)

C6H6 + 3H2 C6H12

цикогексан

б ) галогенування

C6H6 + 3Cl2 hv

C6H6Cl6

гексахлорциклогесан

Бензен НЕ знебарвлює бромну воду.

синтез поліамідних

волокон.

Гексахлорциклогексан –

інсектицид

Добування: В промисловості – виділення з кам’яновугільної смоли.

В лабораторії – дегідроциклізація н – гексану С6Н12 Cr2O3

C6H6 + 3H2

- Дегідрування циклогексану: С6Н12 Рd

C6H6 + 3H2

- Тримерізація ацетилену – реакція Зелінського 3С2 Н2 С активоване

С6Н6

Поняття про взаємний вплив атомів на прикладі толуену.

А) вплив бензенового ядра на метильну групу СН3 - : бензенове ядро вплинуло на

метильну групу, обумовивши зменшення стійкості її до дії окисників:

C6H5 – CH3 ( толуен) KMnO4

C6H5COOH бензойна кислота

C6H6 + KMnO4 = не відбувається;

Б) вплив метильної групи на бензенове ядро: бензенове ядро має дефіцит електронної

густини, метильна група проявляє позитивний індуктивний ефект, надаючи необхідної

електронної густини бензеновому ядру в положенні 2,4,6, куди і відбувається реакція

заміщення.

CH3 CH3

| |

+ 3HO – NO2 → O2N NO2

+ 3 H2O

толуен

NO2

2, 4, 6 – тринітротолуен (тротил)

CH3 CH3

| |

Br Br

+ 3Br2 → + 3Br2 → + 3 HBr

Br

толуен 2, 4, 6 – трибромотолуен

§ 35 Природні джерела вуглеводнів Нафта, вугілля і природний газ є вуглеводневою сировиною.

Кам’яне вугілля при піролізі ( високотемпературній обробці) є джерелом кам’яновугільної

смоли, з якої добувають бензен та його гомологи, а також фенол, метан, водень, амоніак, етен.

Природний газ – це суміш вуглеводнів з низькою відносною молекулярною масою, містить 80 -

98% метану, 2 – 3% етану, пропану, бутану, сірководню, азоту, вуглекислого газу, води, благородних

газів. Як паливо природний газ має певні переваги перед твердим і рідким паливом. Теплота

згоряння його значно вища, ніж інших, при спалюванні його не утворюється зола, продукти

66

спалювання екологічно більш чисті. Природний газ застосовують на теплових електростанціях, в

заводських котельнях, доменних, мартенівських печах. Велике значення має застосування

природного газу в домашньому господарстві; також застосовують в автотранспорті, що дозволяє

економити бензин, знижувати зношення двигуна і зберігати чистоту повітряного басейну.

– це газ, який також є природнім і зустрічається завжди з нафтою, розчинений в Супутній газ

ній, утворює “газову шапку”. При видаленні нафти на поверхню супутній газ внаслідок різкої зміни

тиску відділяється від неї. Шляхом хімічної переробки супутнього газу можна добути більш

речовин, ніж з природного. Для раціонального використання супутнього газу його розділяють на

суміші більш вузького складу. Суміш пентану, гексану та інших вуглеводнів, рідких за звичайних

умов, утворює газовий бензин (застосовується як домішка до бензинів для кращого спалахування

при запуску двигуна підвищують октанове число бензину). Далі відділяють газовий бензин суміш

пропану і бутану (в зрідженому стані використовується як паливо в побуті і автомобільному

транспорті). Після цього залишається , так званий, сухий газ, який складається з метану і етану

(застосовується для добування ацетилену, водню, а також як паливо).

– рідка горюча масляниста рідина темного кольору із своєрідним запахом, трохи легша за Нафта

воду, у воді нерозчинна. Нафта є сумішшю вуглеводнів – алканів, циклоалканів і аренів,

співвідношення яких різне в різних місцях добування, крім вуглеводнів, в нафті знаходяться

Нітроген, Сульфур, Оксиген та інші елементи, а також високомолекулярні сполуки у вигляді смол і

асфальтових речовин.

Фракції нафти:

Перегонка нафти здійснюється на безперервно діючих трубчатих установках. Установка

складається з трубчатої печі для нагрівання нафти і ректифікаційної колони , де нафту розділяють на

фракції – окремі суміші вуглеводнів у відповідності з їх температурами кипіння. В трубчатій печі

розташований у вигляді змійовика довгий трубопровід. Піч нагрівається мазутом або газом, що

спалюють. По трубопроводу безперервно подається нафта, в ньому вона нагрівається до 320 – 3500С

і у вигляді суміші рідини і пари поступає в ректифікаційну колонну. Ректифікаційна колонна –

стальний циліндричний апарат висотою біля 40 м. Вона має декілька десятків горизонтальних

перегородок з отворами, так званих тарілок. Пари нафти, потрапляючи в колонну, піднімаються

вверх і проходять через отвори в тарілках. Поступово охолоджуючись при своєму русі вверх, вони

зріджуються на тих чи інших тарілках в залежності від температури кипіння. Менш леткі вуглеводні

зріджуються вже на перших тарілках, утворюючи газойлеву фракцію, більш леткі вуглеводні

піднімаються вище і утворюють гасову фракцію, ще вище збирається лігроїнова фракція, найбільш

леткі вуглеводні виходять з колони у вигляді пари і утворюють бензин. Частина бензину подається

назад в колонну для охолодження і конденсації парів, що піднімаються. Рідка частина нафти, що

поступає в колонну, стікає по тарілках вниз, утворюючи мазут. Фракції, що утворюються на певних

рівнях, виводяться з колони. Далі їх очищують від домішок. Часто не отримують окремо лігроїн і

гас, а отримують фракцію реактивного палива. Мазут є сумішшю великої кількості тяжких

вуглеводнів, підлягає додатковій перегонці з метою добування мастильних масл.

Температура

кипіння, ºС

Склад Застосування

40-80 С5-С11 сирий бензин Автомобільний, авіаційний бензин, розчинник масел

150-200 С8-С14 лігроїн Дизельне пальне, розчинники у лакофарбовій промисловості

180-270 С12-С’18 гас Пальне для тракторів, ракет, реактивних літаків

240-300 С11-С20 газойль Дизельне, котельне пальне

Мазут

Солярове масло (дизельне пальне).

Мастила (тракторні, авіаційні).

Вазелін (основа косметичних засобів і ліків).

Парафін (для виробництва свічок).

Гудрон (шляхове будівництво)

67

Крекінг нафтопродуктів – процес розкладу вуглеводнів на більш леткі речовини. Бензин,

який отримують при перегонці нафти, не може задовольнити попит на нього. Крекінг дає можливість

значно підвищити вихід бензину з нафти. Існує два види крекінгу – термічний і каталітичний.

Термічний крекінг - розщеплення вуглеводнів при високій температурі, здійснюється в

промисловості при температурі до 4700 – 550

0С під тиском декілька мегапаскалей, щоб вуглеводні

залишалися по можливості в рідкому стані. При цьому відбуваються такі реакції:

С16Н34 = С8Н18 + С8Н16

С8Н18 = С4Н8 + С4Н10

С4Н10 = С2Н6 + С2Н4

С4Н10 = С3Н6 + СН4

Бензин термічного крекінгу суттєво відрізняється від бензину прямої перегонки тим, що містить

ненасичені вуглеводні. Оскільки вони мають більш високі октанові числа, ніж насичені, крекінг –

бензин має більшу детонаційну стійкість, ніж бензин звичайної перегонки, але такий бензин менш

стійкий при збереженні.

Каталітичний крекінг проводять в присутності природних або синтетичних алюмосилікатів.

Застосування каталізаторів дозволяє вести процес при більш низьких температурах, з більшою

швидкістю і добувати більш високоякісний бензин.

Риформінг - це процес ароматизації бензинів, який здійснюється шляхом нагрівання їх в присутності

платинового каталізатора. За цих умов відбуваються реакції перетворення парафінів і

циклопарафінів в арени, внаслідок чого октанове число бензину збільшується.

Октанове число: для характеристики якості бензину розроблена октанова шкала. Кожен вид

автомобільного палива характеризується октановим числом. За нуль прийнята здатність до детонації

у н-гептану, який детонує дуже легко. Октанове число відносно стійкого до детонації 2,2,4-

триметилпентану (ізооктану), прийнято за 100.

СН3 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 – СН3 н- гептан

CH3

|

СН3 – С – СН2 – СН – СН3 2,2,4-триметилпентан (ізооктан)

| |

CH3 CH3

За цією шкалою бензин з октановим числом 92 має такі ж детонаційні властивості, як суміш 92% (за

об'ємом) ізооктану і 8% гептану. Саме октанове число вказують у маркуванні бензину. Чим вище

октанове число, тим потужнішим може бути двигун.

68

§§ 3366 ССппииррттии

Загальна формула СnН2n+1ОН, CnH2n+2O, суфікс в назвах -ол, функціональна група – ОН

(гідроксогрупа).

Електронна будова:

в атомі Оксигену на зовнішньому енергетичному рівні 6 електронів: 4

спарених і 2 неспарених, останні використовуються на зв’язок з

вуглеводневим радикалом і атомом Гідрогену. Внаслідок полярності зв’язку

О - Н, атом Оксигену як більш електронегативний відтягає на себе

електронну густину від атому Гідрогену, на атомі Оксигену зосереджується

частковий негативний заряд, на Н – частково позитивний. Валентний кут

С - О - Н дорівнює 1100. Вуглеводний радикал відштовхує від себе

електронну густину атому Оксигену, чим збільшує негативний заряд на О. Тому атом Гідрогену

менш притягнутий до молекули, що і обумовлює реакцію спиртів з лужними металами.

Фізичні властивості: С1- С14 – рідини, С15 – тверді речовини. Спирти мають аномально високі

температури кипіння і плавлення, що обумовлено наявністю водневого зв’язку. Мають специфічний

запах, всі розчинні. Легші за воду. Розчинність спиртів зменшуються із збільшенням відносної


Види ізомерії:

1. ізомерія карбонового ланцюга;

2. міжкласова ізомерія (ізомерні з етерами); CH2OH

3. ізомерія за положенням функціональної групи. |

Класифікація спиртів:

1. Насичені - С2Н5ОН, ненасичені СН2=СН – ОН , ароматичні

2. Одноатомні - С2Н5ОН, і багатоатомні – СН2 (ОН) – СН (ОН) – СН2ОН

3. Первинні - СН3 – ОН, вторинні – СН3 - СН2 (ОН) – СН3, третинні - СН3 - С (ОН) – СН3.

|

CH3

Хімічні властивості( більш слабкі кислоти, ніж вода ).


1. Повне

окислення (горіння) 2 СН3 – ОН + 3О2 2СО2 + 4Н2О Пальне (у суміші з

бензолом )

2.Часткове окислення С2Н5ОН + СuО СН3СОН + Сu↓ +Н2О

чорний етаналь червона

При окисленні первинних спиртів утворюється

альдегід, а вторинних – кетон.

CH3 – CH(OH) – CH3 + O CH3COCH3

2 - пропанол ацетон

Добування

формальдегіду (для

виготовлення

пластмас)

3 Заміщення Взаємодія з лужними металами:

2СН3 – ОН + 2Na 2CH3 – ONa +H2

натрій метанолят

Сполуки спиртів з металами називаються

алкоголята.

Взаємодія з галогеноводнями:

C2H5OH + HBr C2H5Br +H2O

Брометан

Хлоретан - в

медицині

4. Дегідратація Внутрішньо молекулярна дегідратація - 1600

C2H5OH Н2SO4

C2H4 + H2О

Міжмолекулярної дегідратації – 130 - 1400

C2H5OH + C2H5OH C2H5 –O – C2H5 + Н2О

Діетиловий ефір – в

фармацевтичній

промисловості

69

Діетиловий етер

5. Естерифікація CH3 – OH + CH3COOH Н2SO4

CH3COOCH3 + H2O

метилацетат

Реакція естерифікації – це реакція взаємодії

карбонової кислоти із спиртом.

Утворення естерів для

харчової

промисловості та

парфумерії

6. Реакція за

рахунок

вуглеводневого

радикалу

C2H5OH + Cl2 C2H4(Cl)OH + HCl

Добування:

І В лабораторії:

Гідратація алкенів С2Н4 + Н2О (H2SO4) С2Н5ОН

Гідроліз галогенпохідних алканів С2Н5Сl + HOH KOH

C2H5OH + НCl

Відновлення альдегідів СН3СОН + Н2 (Kt) С2Н5ОН

ІІ В промисловості:

Метанол у процесі сухої перегонки деревини і з синтез – газу:

СО + 2Н2 (Cr2O3 + ZnO) СН3ОН

Етанол у процесі спиртового бродіння цукристих речовин:

С6Н12О6 (дріжджі) 2С2Н5ОН +2CO2

Поняття про багатоатомні спирти: Багатоатомні спирти – це органічні речовини, в яких вуглеводневий радикал з’єднаний з декількома

гідроксильними групами.

Приклади багатоатомних спиртів:

Етиленгліколь – двохатомний спирт: СН2(ОН) – СН2(ОН);

Гліцерол- трьохатомний спирт: СН2(ОН) – СН(ОН) – СН2(ОН);

Сорбіт- шестиатомний спирт:

СН2(ОН) – СН(ОН)- СН(ОН) – СН(ОН)- СН(ОН) – СН2(ОН)

Гліцерол– найпростіший трьохатомний спирт.

Фізичні властивості: сиропоподібна рідина без кольору, солодка, добре розчинна у воді.

Добування: С3Н8 С3Н5Сl3 С3Н5(ОН)3


Горіння: 4С3Н5О3 + 11О2 12СО2 + 10Н2О

Заміщення:

а) 2СН2 –ОН 2 CH2 - ONa

| |

СН – ОН + 2Na CH – OH + H2↑

| |

СН2 –ОН CH2 – OH Натрій гліцерат

б) CH2 - OH CH2 - Cl

| |

CH - OH + HCl CH-OH + Н2О

| |

CH2 – OH CH2 - OH

70

Якісна реакція:

CH2 –OH CH2 - O \ O – CH2

| | Cu |

CH – OH + Cu (OH)2 CH – O \ O - CH + H2O

| | |

CH2 - OH CH2OH CH2ОН

купрум (ІІ) гліцерат

Ознакою якісної реакції на багатоатомні спирти є зникнення блакитного осаду Cu (OH)2 і

утворення темно – фіолетового забарвлення.

Реакція естерифікації

CH2 - OH CH2 – ONO2

| |

CH – OH + 3 HO – NO2 CH – ONO2 + 3H2O

| |

CH2 – OH CH2 – ONO2

1,2,3 – тринітрогліцерол (динаміт)

Застосування гліцерину: в парфумерній промисловості як засіб пом’якшення і зволоження шкіри,

входить до складу туалетного мила і мазей, використовується для добування полімерів, виробництві

вибухових речовин, в малих кількостях - в фармації як судинно звужуючий засіб.

§§ 3377 ФФеенноолл

Феноли - органічні речовини, у молекулах яких гідроксильні групи безпосередньо зв’язані з

бензеновим кільцем. Фенол С6Н5ОН – перший представник ряду одноатомних фенолів.

Фізичні властивості: кристалічна речовина без кольору, з характерним запахом, погано

розчинна в холодній воді, в гарячій воді змішується з водою в будь – яких співвідношеннях.

Отруйний, може викликати опік шкіри.

Взаємний вплив атомів в молекулі фенолу.

а ) вплив кільця на групу -ОН :

Кільце збіднено на електронну густину (ароматичні зв’язки), а тому

притягає електронну густину від атому Оксигену. В свою чергу атом

Оксигену відтягає електронну густину від атому Гідрогену. Тому атом

Гідрогену менш притягнутий до молекули, легше відривається,

обумовлюючи слабкі кислотні властивості (“карболова кислота”) –

реагують з натрієм і натрій гідроксидом (одноатомні спирти реагують

лише з натрієм.)

1. 2С6Н5ОН +2 Na 2C6H5ONa + H2 ↑ 2С2Н5ОН + 2Na 2C2H5ONa + H2↑

фенол натрій фенолят етанол

2. C6H5OH + NaOH C6H5ONa + H2O С2Н5ОН + NaOH → не реагує

натрій фенолят

71

б) вплив групи – ОН на кільце:

Група -ОН порушує рівномірний розподіл електронної густини в бензеновому кільці в положенні

2, 4, 6 (бензол не знебарвлює бромну воду, а фенол знебарвлює, утворюючи трибромфенол).

ОH ОH

| |

O2N NO2

+ + 3HO – NO2 → + 3 H2O

фенол

NO2

2, 4, 6 – тринітрофенол (пікринова кислота)

ОH ОH

| |

Br Br

+ 3Br2 → + 3 HBr

+3 Br2 →

Br

Білий осад 2, 4, 6 – трибромфенолу

Якісна реакція на феноли – взаємодія з FeCl3: утворення темно – фіолетового забарвлення.

Реакція поліконденсації з формальдегідом:

ОH ОH

| |

+ HCOH + →

OH OH

| |

+ H2O

CH2

Фенолформальдегідна смола

n

Застосування фенолу: добування фенолформальдегідних смол та інших полімерів, має бактерицидні

властивості, вихідна речовина для синтезу ліків і вибухових речовин, використовується як

антиоксидант .

72

§ 38 Альдегіди

Карбонільні сполуки

Альдегіди Кетони

R – СОН R – CO - R

утворюються при окисненні утворюються при окисненні

первинних спиртів вторинних спиртів

CH3 – CO – CH3 пропанон (ацетон)

Загальна формула альдегідів: R –СОН, СnH2nO, суфікс в назвах -аль, функціональна група

-СОН – альдегідна (карбонільна).

Гомологічний ряд альдегідів:

НСОН метаналь, формальдегід, мурашиний альдегід;

СН3 – СОН етаналь; оцтовий альдегід; ацетальдегід;

СН3 – СН2 – СОН пропаналь; пропіоновий альдегід;

СН3 – СН2 – СН2 – СОН бутаналь, масляний альдегід;

СН3 – СН2 – СН2 – СН2 – СОН пентаналь, валеріановий альдегід


атом Карбону альдегідної групи знаходиться в стані sр2 – гібридизації. Три електрони змінили

форму свого руху, утворюють 3 - зв’язки з вуглеводневим радикалом, а також атомами Оксигену і

Гідрогену. Один електрон, що не змінив форму свого руху, утворює зв’язок з р – електронами атома

Оксигену. Ця sр2 – гібридизація відрізняється від аналогічного типу гібридизації алкенів полярністю

зв’язку С=О. Хімічна активність альдегідів зростає із збільшенням заряду на атомі Карбону.

Фізичні властивості: метаналь - газ, 40% розчин його у воді називається формаліном, рідини,

вищі (від С15) мають приємний запах.



1. Повне

окислення

(горіння)

Н – СОН + О2 Н2О + СО2

ММееттааннаалльь

H–COH– формалін

(дезінфекція,

шкіряна

промисловість)

2.Часткове

окислення

(за рахунок

альдегідної

групи:

група С=О

вплинула наС-Н)

Реакція «срібного дзеркала»:

СН3 –СОН +Ag2O CH3 –COOH+ 2Ag↓

сріблястий осад

Реакція «мідного дзеркала»:

CH3 – COH + Cu(OH)2 CH3COOH +CuOH↓ + H2O

Cu(OH )(t) Cu 2O + H2O

Утворюється цегляний осад


альдегіди.

Шлях добування

оцтової кислоти,

використовуються в

багатьох органічних

синтезах

3. Приєднання

водню

CH3 – COH + H2 Pt,Ni,Pd

СH3 – CH2 – OH

(за рахунок 𝜋 - зв’язку в альдегідній групі, який легко

розривається)

Добування:

1. Окислення первинних спиртів: СН3 – CH2 – OH + CuO(t) СН3 – COH + Cu + H2O

2. Реакція Кучерова C2H2 + H2O Hg2+

CH3 – COH

Ізомерія:

1. ізомерія карбонового ланцюга

2. міжкласова ізомерія з кетонами

73

§§ 3399 ККааррббооннооввіі ккииссллооттии

Загальна формула R - СООН. Функціональна група –СООН

(карбоксильна). Назва: назва вуглеводневого радикалу + суфікс ова + слово “кислота”.

Гомологічний ряд карбонових кислот:

НСООН метанова кислота, мурашина кислота; солі – форміати, найсильніша, єдина з

карбонових кислот здатна до окиснення.

СН3 – СООН етанова кислота; оцтова кислота; солі – ацетати.

СН3 – СН2 – СООН пропанова кислота; пропіонова кислота; солі - пропіонати.

СН3 – СН2 – СН2 – СООН бутанова кислота, масляна кислота; солі – бутіонати.

СН3 – СН2 – СН2 – СН2 – СООН пентанова кислота, валеріанова кислота; солі – валерати

СН3 – СН2 – СН2 – СН2 – СН2 - СООН гексанові кислота; капронова кислота; солі –

капронати.

Електронна будова: атом Оксигену альдегідної групи як більш електронегативний відтягає на

себе електронну густину від атому Карбону, на атомі Оксигену зосереджуються частковий

негативний заряд, на атомі Карбону частковий позитивний. Щоб компенсувати втрачену електронну

густину атом Карбону відтягає електронну густину від атому Оксигену гідроксильної групи.

Внаслідок чого атом Гідрогену гідроксильної групи менш притягнутий до молекули, що і обумовлює

кислотні властивості карбонових кислот, в порівняння з спиртами і альдегідами.


Одно- ( CH3 – COOH) і багато основні( НООC – COOH) – щавлева кислота, солі – оксалати.

Насичені (CH3 – COOH), ненасичені (СН2 = CH2 – COOH (акрилова кислота),

Ароматичні C6H5 – COOH (бензойна кислота).

Ізомерія:

1. ізомерія карбонового ланцюга

2. міжкласова ізомерія з естерами.

Фізичні властивості: С1 – С9 – рідини, з аномально високими температурами кипіння, що

пов’язано з утворенням асоціатів за рахунок водневих зв’язків. Вищі карбонові кислоти – тверді. Всі

мають різкий подразнюючий запах. Із збільшенням радикалу розчинність у воді зменшується.



1.Повне окислення

(горіння)

CH3 – COOH + 2O2 →2CO2 + 2H2O

2.Кислотні

властивості Електролітична дисоціація - слабкий електроліт:

CH3 – COOH ↔ CH3 – COO- + H

+

Взаємодія з металами:

2CH3 – COOH + Mg (CH3 – COO)2 Мg + H2↑

магній ацетат

Взаємодія з основними оксидами:

2CH3 – COOH + CaO (CH3 – COO)2Ca + H2O

кальцій ацетат

Взаємодія з лугами:

CH3 – COOH + NaOH CH3 – COONa + H2O

натрій ацетат

Взаємодія з солями слабких кислот:

2CH3 – COOH + CaCO3 (CH3 – COO)2Ca +H2O +CO2

Взаємодія з аміаком: CH3 – COOH + NH3 CH3 – COONH4

амоній ацетат

74

3. Реакція

етерифікації CH3 – COOH + C2H5OH

H2SO4 CH3 – COOC2H5 + H2O

Етилацетат

4. Реакція

відновлення CH3 – COOH + H2 C2H5OH

Етанол

5. Галогенування CH3 – COOH + Cl2 СН2 – СООН + НCl

|

Cl хлороцтова кислота

Сила карбонових кислот збільшується при збільшенні кількості атомів

галогену в молекулі. Так, монохлороцтова сильніша за оцтову, а

дихлороцтова – сильніша за хлороцтову.

6. Утворення

ангідридів 2CH3 – COOH CH3 – CO – O – CO – CH3 +H2O

ангідрид оцтової кислоти

7. Реакції

декарбоксилування СН3 – СOONa + NaOH

t CH4 + Na2CO3

Добування: реакція ”срібного і мідного дзеркала” – з альдегідів.

Реакція «срібного дзеркала»

СН3 –СОН +Ag2O CH3 –COOH+ 2Ag↓

сріблястий осад

Реакція «мідного дзеркала»:

CH3 – COH + Cu(OH)2 CH3COOH +CuOH↓ + H2O

Cu(OH )(t) Cu 2O + H2O

Утворюється цегляний осад

Особливості мурашиної кислоти: за рахунок наявності альдегідної і карбоксильної груп

має особливі властивості ( - СООН з’єднана з атомом Гідрогену , а не з вуглеводневим радикалом, а

тому є найсильнішою). Мурашина кислота – це єдина карбонова кислота, яка вступає в реакцію

«срібного дзеркала» з утворенням срібла, вуглекислого газу та води :

H – COOH + Ag2O 2Ag + CO2 + H2O

Метанова кислота в присутності сульфатної кислоти зневоднюється: H – COOH CO + H2O

Добути метанову кислоту можна сплавленням чадного газу з натрій гідроксидом. При цьому

спочатку утворюється натрій форміат (сіль мурашиної кислоти), а при подальшій дії сильної

неорганічної кислоти – метанова кислота.

NaOH + CO 200С

H – COONa H2SO4

H – COOH

§§ 4400 ЕЕссттееррии.. ЖЖииррии

Загальна формула естерів: R - СООR

Складні ефіри (естери) - похідні карбонових кислот, в яких атом Гідрогену в карбоксильній

групі заміщена на вуглеводневий радикал.

Фізичні властивості: леткі рідини з приємним запахом, малорозчинні у воді.

Добування:

Реакція етерифікації: R – COOH + H – OR R – COOR

+ H2O

CH3- COOH + C2H5OH H

2SO

4→ CH3COOC2H5 + H2O

Етилацетат

Методом мічених атомів доведено, що при реакції етерифікації атом Гідрогену відщеплюється від

молекули спирту, а гідроксильна група – від молекули карбонової кислоти.


Гідроліз: R – COOR + H2O R – COOH + R

- OH

CH3COOC2H5 + H2O КОН

→ CH3- COOH + C2H5OH

Лужний гідроліз (омилення): CH3COOC2H5 + КОН → CH3- COOК + C2H5OH

калій ацетат

75

Застосування: розчинники органічних речовин, виготовлення фруктових есенцій, деякі

застосовують в медицині.

Жири – речовини рослинного і тваринного походження, що складаються з суміші тригліцеридів –

естерів трьохатомного спирту гліцерину і вищих карбонових кислот.

Загальна формула:

CH2 – O – CO – R

|

CH – O – CO – R R, R

, R

- радикали вищих карбонових кислот

|

CH2 – O – CO - R

Фізичні властивості: тверді – жири, утворені насиченими карбоновими кислотами

(виключення: риб’ячій жир); рідкі – жири, утворені ненасиченими карбоновими кислотами

(виключення: масло – какао). Дуже погано розчинні у воді, добре розчинні в органічних

розчинниках. Не мають постійної температури кипіння або плавлення.


1. Гідроліз жирів:

CH2 – O – CO – С17Н35 CH2 - OH

| |

CH - O – CO - С17Н35 + 3НOH CH – OH + 3С17Н35 - COOН

| |

CH2 – O – CO – С17Н35 CH2 - OH

тристеарин

2.Омилення жирів(лужний гідроліз гідроліз) – відбувається під дією води, процес зворотній або

лужний гідроліз (незворотній):

CH2 – O – CO – С15Н31 CH2 - OH

| |

CH - O – CO - С15Н31 + 3NaOH CH – OH + С15Н31 - COONa

| | натрій стеарат (мило)

CH2 – O – CO – С15Н31 CH2 – OH

Якщо для реакції омилення застосовують натрій гідроксид, то отримують тверде мило, якщо калій

гідроксид – рідке мило.

3. Гідрування жирів – приєднання водню до залишків ненасичених карбонових кислот, при цьому

рідкі жири перетворюються в тверді ( маргарин):

CH2 – O – CO – C17H33 CH2 - O – CO – C17H35

| |

CH – O – CO – C17H33 + 3H2 CH – O - CO – C17H35

| |

CH2 – O – CO – C17H33 CH2 – O – CO – C17H35

Триолеїн тристеарин

Представники вищих карбонових кислот:

Пальмітинова кислота (насичена карбонова кислота): CH3 – (CH2)14 – COOH C15H33 - COOH

Стеаринова кислота (насичена карбонова кислота): CH3 – (CH2)16 – COOH C17H35 – COOH

Олеїнова кислота (ненасичена карбонова кислота): CH3 – (CH2)7 – CH = CH – (CH2)7 - COOH

76

§ 41 Глюкоза. сахароза

Вуглеводи

моносахариди полісахариди

вуглеводи, які не можуть гідролізуватися з

утворенням вуглеводів меншої молекулярної маси.

дисахариди власне полісахариди

альдози (глюкоза) кетози (фруктоза) (олігосахариди) утворені великою

продукти конденсації кількістю

За кількістю двох або декількох моносахаридів

атомів Карбону моносахаридів (крохмаль, целюлоза)

(сахароза, мальтоза,

лактоза).

. тетрози: пентози: гексози:

рибоза, глюкоза

дезоксирибоза галактоза

маноза

Глюкоза:

Фізичні властивості глюкози: білі кристали, солодкі на смак, добре розчинні у воді.

Будова молекули глюкози: молекулярна формула глюкози С6Н12О6, досить велика кількість

атомів Оксигену дозволяє передбачити, що до складу молекули входять декілька оксигеновмісних

функціональних груп. Для перевірки наявності альдегідної групи проводять реакцію “срібного

дзеркала”, за ознакою реакції – виділення срібла - роблять висновок, що до складу молекули входить

альдегідна група. Для перевірки наявності гідроксогрупи проводять якісну реакція на багатоатомні

спирти з купрум(ІІ) гідроксидом. Темно – синє забарвлення свідчить про те, що гідроксогрупи

наявні в молекулі, реакція з оцтовою кислотою і утворення пентаацетилглюкози підтверджує

наявність 5 гідроксогруп. Глюкоза – альдегідоспирт (містить одну альдегідну групу і п’ять

гідроксильних груп) – альдегідні властивості проявляє за рахунок альдегідної групи, але глюкоза

проявляє не всі властивості альдегідів. Це пов’язано із здатністю молекули глюкози утворювати

декілька циклічних форм( α- і β - глюкоза). В розчині існує рівновага між - і - глюкозою, а також

лінійною формою глюкози. Явище переходу лінійної і циклічної форм глюкози називається

таутомерія.

Фруктоза – кетоспирт (ізомер глюкози), біла, добра розчинна у воді речовина. Вступає в усі реакції,

характерні для багатоатомних спиртів, але не реагує з аміачним розчином аргентум(І) оксиду.

СН2 (ОН) – СО – СН(ОН)3 – СН2ОН - фруктоза


Властивість Рівняння хімічних реакцій

1. Реакція

відновлення

СОН CH2ОН

| |

CH – OH CH - OH

| |

HO - CH + H2 (Kt) HO - CH

| |

CH – OH CH – OН

| |

CH – OH CH – OН

| |

CH2 - OH CH2OH шестиатомний спирт - сорбіт

2. Реакції

окислення а) повне окислення – С6Н12О6 + 6О2 6СО2 + 6Н2О + 700 ккал

б) часткове окислення:

77

реакція “срібного дзеркала”:

СОН COOH

| |

CH – OH CH - OH

| |

HO - CH + Ag2O (t) HO - CH + 2Ag↓

| |

CH – OH CH – OH

| |

CH – OH CH – OH

| |

CH2 - OH CH2OH глюконова кислота

Утворення цукрової кислоти:

СН2 – (СНОН)4 – СОН + [О]+ НNO3 HOOC – (CHOH)4 -- COOH

| цукрова кислота

OH

Реакція “мідного дзеркала”:

СОН COOH

| |

CH – OH CH - OH

| |

HO - CH + Cu(OH)2 (t) HO - CH + CuOH + H2O

| |

CH – OH CH – OH

| |

CH – OH CH – OH

| |

CH2 - OH CH2OH глюконова кислота

2CuOH Cu2O + H2O

3. Реакція

естерифікації C6H7O(OH)5 + 5CH3COOH C6H7O(OOC- CH3) + 5H2O

Пентаацетатглюкози

4.Взаємодія з

гідроксидами

металів

СОН COH COH

| | |

CH – OH CH - OH HO- CH

| | |

HO - CH + Cu(OH)2 HO - CH CH - OH + H2O

| | |

CH – OH CH – O О - CH

| | \ Cu / |

CH – OH CH – O / \ О - CH

| | |

CH2 - OH CH2OH HO-CH2

Купрум (ІІ) глюконат

Утворюється темно -синій гліцерат міді (якісна реакція на багатоатомні спирти)

5. Реакції

бродіння а) спиртове: С6Н12О6 (дріжджі) 2С2Н5ОН + 2СО2

б) молочнокисле: С6Н12О6 СН3 –СН(ОН) – СООН молочна кислота

в) маслянокисле: С6Н12О6 С3Н7 – СООН + 2Н2 + СО2

масляна кислота

г) лимоннокисле:

С6Н12О6 НООС –СН2 – С (СООН)(ОН) – СН2 - СООН лимонна кислота

78

Сахароза – дисахарид, біла, кристалічна речовина, солодка, при плавленні утворює аморфну масу

– карамель.


1. Гідроліз С12Н22О11 + Н2О (НСl, H2SO4) С6Н12О6 + С6Н12О6 (процес – інверсія цукру, продукт –

інвертний цукор) - глюкоза - фруктоза

2. Реагує з Са(ОН)2 і Cu(ОН)2 з утворенням сахаратів. Реакція обумовлена наявністю гідроксильних

груп в молекулі сахарози

3. Реакція “срібного дзеркала” не відбувається, тому що в молекулі сахарози відсутня альдегідна

група.

Загальна схема виробництва цукру: метою даного виробництва є одержання продукту з природної

сировини. Добувають з цукрового буряку, який перед цим миють, подрібнюють, оброблюють

гарячою водою, при цьому в розчин потрапляють кислоти, барвні речовини. Утворений розчин

оброблюють вапняним молоком, малорозчинні солі кальцію більшості органічних кислот випадають

в осад, а сахароза утворює малорозчинний кальцію сахарат – С12Н22О11 * СаО *2Н2О. Після цього

крізь розчин пропускають вуглекислий газ, щоб розкласти і нейтралізувати сахарат кальцію. Після

осадження кальцій карбонату розчин фільтрують, упарюють і одержують кристали піскового цукру

жовтого кольору. Для додаткового очищення цукор знову розчиняють у воді, добутий розчин

пропускають через активоване вугілля, після чого упарюють і кристалізують. Науковими

принципами даного виробництва є стадійність виробництва, неперервність, періодичність.

§ 42 Крохмаль, целюлоза Особливість Крохмаль Целюлоза

Хімічна формула (С6Н10О5)n (С6Н10О5)n

Містить залишки – глюкози - глюкози

Ступінь полімеризації набагато менший, ніж ступінь

полімеризації целюлози,

набагато більший, ніж ступінь

полімеризації крохмалю,

Відносна

молекулярна маса

від кількох сотен до кількох тисяч кілька мільйонів

Форма

макромолекули

лінійна і розгалужена лінійна

Фізичні властивості білий порошок з характерним

хрустінням, суспензія крохмалю

нерозчинна в холодній воді, в гарячій

воді утворює колоїдний розчин, який

називається крохмальний клейстер.

тверда, волокниста речовина, не

розчиняється у воді, але

розчиняється в аміачному розчині

купрум(ІІ) гідроксиду (реактив

Швейцера).

Хімічні властивості 1. Гідроліз:

а) кислотний:

(С6Н10О5)n + n H2O (H+,t)

nC6H12O6 ( - глюкоза)

б) повний:

крохмаль декстрини (вуглеводи

з меншою молекулярною масою,

засвоюються травною системою

людини) мальтоза (дисахарид)

α-глюкоза

в) частковий: крохмаль патока

2. Якісна реакція з йодом –

утворюється сине забарвлення.

3. Не вступає в реакцію “срібного

дзеркала”.

1. Гідроліз

(С6Н10О5)n + nН2О (Н+) nС6Н12О6

( β - глюкоза)

2. Реакція етерифікації:

а) з оцтовою кислотою:

[(С6Н7О2(ОН)3)n ]+ 3n СН3СООН

[(С6Н7О2(ОСОСН3)3)]n +3nН2О

триацетатцелюлоза

б) з нітратною кислотою:

[(С6Н7О2(ОН)3)]n +3nНNO3

[(C6H7O2(ONO2)3)]n + 3n H2O

тринітроцелюлоза (піроксилін,

бездимний порох)

[C6H7O2(ONO2)3)]n (t) CO2↑ +

CO↑ + N2↑ +H2O

3. Не дає реакцію “срібного

дзеркала”.

79

§ 43 Аміни. Амінокислоти. Білки

Класифікація нітрогеновмісних сполук:

Нітрогеновмісні сполуки:

Нітросполуки Аміни Амінокислоти Білки

Нітросполуки

CH3 – NO2 - нітрометан

C6H5 – NO2 - нітробензен

C6H2(CH3) – (NO2)3 – тринітротолуен (тротіл)

CH2 – O – NO2 тринітрогліцерин (динаміт)

|

CH – O – NO2

|

CH2 – O – NO2

C6H2(OH) – (NO2)3 –тринітрофенол – пікринова кислота

[C6H7O2(NO2)3]n - три нітроцелюлоза - піроксилин

Аміни

Загальна формула: R – NH2 ,

Назва – назва вуглеводню + слово “амін”.

Електронна формула: в атомі Нітрогену на зовнішньому енергетичному рівні 5 електронів – 2

– спарених і 3 – неспарених. Три неспарених електрони атом Нітрогену використовує для утворення

зв’язків з двома атомами Гідрогену і вуглеводневим радикалом. В атомі Нітрогену залишається одна

неподільна електронна пара, яка бере участь в утворенні зв’язків за донорно – акцепторним

механізмом. Один з двох спарених електронів атом Нітрогену пропонує протону Н+, який

утворюється під час часткової дисоціації води або при повній дисоціації кислоти. Наявність

вуглеводневого радикалу відрізняє аміни від аміаку: вуглеводневий радикал відштовхує електронну

густину аміногрупи, чим збільшує заряд на атомі Нітрогену, а тому Нітроген сильніше притягає Н –

акцептор (останній утворюється внаслідок дисоціації води і кислот). Це призводить до вивільнення

груп ОН- і проявом розчином більших лужних властивостей. Аміни сильніші основи, ніж аміак.

Вторинні, третинні аміни сильніші за первинні, тому що два або три вуглеводневих радикали ще

збільшують негативний заряд на атомі Нітрогену.

Класифікація: первинні(CH3 – NH2), вторинні(CH3)2 - NH, третинні (CH3)3 – N.

Фізичні властивості: нижчі – гази, середні – рідини, вищі – тверді. Нижчі аміни мають

неприємний запах, вищі не мають запаху, розчинність зменшується із збільшенням відносної



Властивість Аміак Метиламін

1. Повне окислення

(горіння)

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

4NH3+5O2(Pt)→4NO+6H2O

4CH3 – NH2 + 9O2 → 4CO2 + 10 H2O + 2N2

2. Взаємодія з водою NH3 + H2O→ NH4OH CH3 – NH2 + H2O → CH3 – NH3OH

гідроксид метиламін

3. Взаємодія з

кислотами

NH3 + HCl→ NH4Cl

2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

NH3 + H2SO4 = NH4HSO4

CH3 – NH2 + HCl → CH3 – NH3Cl

Хлоридметил аміну

CH3 – NH2 + H2SO4→CH3NH3HSO4

80

Гідрогенсульфат метиаміну

2CH3 – NH2 +H2SO4 → CH3 (NH3 )2SO4

Сульфат метиламіну

4. Взаємодія з

нітритною кислотою

NH3 + HNO2→ NH4NO2

Амоній нітрит

CH3– NH2 + HO -NO →CH3 – OH + N2 + H2O

5. Слабко кислотні

властивості амінів

----------------------------------- CH3– NH2 + Na → CH3 – NH – Na + H2

CH3 – NH – Na + H2O → CH3 – NH2 + NaOH

Добування:

1. Нагрівання галогенопохідних алканів з аміаком:

NH3 + CH3 – Cl → CH3 – NH2 ( первинний ) + HCl абоNH4Cl

2. Відновлення нітросполуки R – NO2 + H → R – NH2

Анілін – С6H5 – NH2 – ароматичний амін.

Фізичні властивості: масляниста рідина без кольору.


а) вплив бензольного кільця на аміногрупу - бензенове кільце збіднено на електронну густину

внаслідок утворення 6π - електронної хмари і утворення ароматичних зв’язків, тому кільце притягає

до себе електронну густину від неподільної електронної пари атома Нітрогену, чим зменшує

негативний заряд на ній, тому аміногрупа не може з такою силою притягати групи -ОН з розчинів, як

аміни. Наслідком цього є те, що розчин фенолфталеїну не змінює забарвлення, тобто анілін слабше

за аміни. Про те, що анілін все ж таки має основні властивості свідчить реакція з хлоридною

кислотою і утворення хлораніліну.

C6H5 – NH2 + HCl → C6H5 – NH3Cl

б) вплив аміногрупи на бензольне кільце – аміногрупа, в свою чергу вплинула на кільце (прояв

негативного індукційного ефекту), змінивши розподіл електронної густини в положенні 2,4,6. В цих

місцях збільшився негативний заряд і тому анілін, на відміну від бензену знебарвлює розчин бромної

води.

NH2 NH2

| |

Br Br

+ 3Br2 → + 3 HBr

+ 3Br2 →

анілін Br

2,4,6 – триброманілін (осад білого кольору)

Добування: відновлення нітробензолу залізом в кислому середовищі:

Реакція Зініна: C6H5 – NO2 + 6H → C6H5 – NH2 + 2H2O

(як відновники використовуються амоній сульфід, олово, цинк і хлоридна кислота, залізо і сульфатна

кислота та інші).

Амінокислоти Загальна формула: R – CH – COOH

|

NH2

Органічні біфункціональні сполуки, в склад яких входять карбоксильні групи – СООН і аміногрупи –

NH2.

81

Ізомерія:

- ізомерія карбонового ланцюга,

- за положенням аміногрупи,

- оптична ізомерія.

Назва:“аміно” + назва карбонової кислоти, при цьому положення аміногрупи вказують грецькими

буквами. Для назв амінокислот часто застосовують тривіальні назви.

CH2 – COOH гліцин CH3 – CH – COOH α -аланін (α – амінопропанова

| | кислота)|

NH2 амінооцтова кислота NH2

Фізичні властивості: тверді, кристалічні речовини, добре розчинні у воді, більшість солодкі,

при високих температурах плавляться.

Добування: R- CH(Cl) – COOH + 2NH3 → R – CH (NH2) – COOH +NH4Cl


Амінокислоти – амфотерні сполуки, до складу яких входять функціональна карбоксильна група

(обумовлює кислотні властивості) і аміногрупа – (обумовлює основні властивості). Амінокислоти

дисоціюють, внаслідок чого утворюється йон Н+, який, в свою чергу, за донорно – акцепторним

механізмом приєднується до одного з двох спарених електронів атому Нітрогену аміногрупи.

Утворюється біполярний йон (внутрішньо молекулярна сіль). Якщо в молекулах амінокислот

переважають карбокильні групи, то вони проявляють кислотні властивості; якщо в молекулах

амінокислот переважають аміногрупи, то вони проявляють основні властивості. В кислому

середовищі амінокислоти перебувають у вигляді аніону, а в лужному середовищі – у вигляді катіону.

CH2 – COOH ↔ CH2 - COO- + H

+ ↔ CH2 - COO

- - утворення біполярного іону

| | |

NH2 NH2 NH3+

Хімічні властивості амінокислот:

Властивості, спільні з кислотами

(взаємодіють з металами, які в

електрохімічному ряду стоять до

Н, основними оксидами, основами,

солями слабких кислот, спиртами):

CH2(NH2) COOH + NaOH →CH2(NH2) COONa + H2O

натрій аміноацетат

CH2(NH2) COOH + C2H5OH → CH2(NH2) – COOC2H5 + Н2О

етиловий естер амінооцтової кислоти

Реакції відбуваються за рахунок карбоксильної групи.

Властивості, спільні з амінами: CH2 (NH2) – COOH + HCl → CH2 (NH3Cl) – СООН

Хлорамінооцтова кислота

Реакції відбуваються за рахунок аміногрупи.

Специфічні властивості,

обумовлені

наявністю двох функціональних

груп

CH2 (NH2 ) – COOH + H - NH –CH2 - COOH →

CH2(NH2) - CO - NH – CH2 – COOH + H2O

Пептид – продукт конденсації двох або більше амінокислот.

- C – N – пептидна група.

|| |

O H

Білки Природні полімери з високими значеннями молекулярних мас (від 10000 до декількох мільйонів), які

складаються із залишків амінокислот.


- за хімічною будовою поділяються на прості і складні.

Прості білки – протеїни - це речовини, внаслідок гідролізу яких утворюються амінокислоти. Складні

білки – протеїди – речовини, при гідролізі яких, крім амінокислот, утворюються речовини небілкової

природи (вуглеводи, гетероциклічні або неорганічні сполуки).

82

- за фізіологічними функціями: фібрилярні і глобулярні.

Фібрилярні - це білки, з яких збудовано волокна живих тканин.

Глобулярні – це білки, які підтримують і регулюють життєві процеси.

Назва:

1. За систематичною номенклатурою - назва утворюється від назви амінокислот, що входять до

складу, при цьому всі амінокислоти, за винятком останньої, що має вільну карбоксильну групу,

змінюють у закінчення назви букву “н” на “л”: гліцин – серин – треоніл.

2. Тривіальна номенклатура – вазопресин, інсулін.

Будова:

1. Первинна структура – специфічна послідовність амінокислот в поліпептидному ланцюгу;

2. Вторинна структура – конформація поліпептидного ланцюгу, тобто спосіб закручування ланцюга в

просторі за рахунок водневих зв’язків між групами NН і СО. Одна з моделей вторинної структури –

спіраль.

3.Третинна структура – трьохмірна конфігурація закрученої спіралі, що утворюється за рахунок

дисульфідних містків.

4.Четвертинна структура – характерна для деяких білків за рахунок взаємодії між різними

поліпептидними ланцюгами (гемоглобін).

Фізичні властивості: глобулярні білки розчинні у воді або утворюють колоїдні розчини;

фібрілярні у воді не розчинні.


денатурація – руйнування вторинної або третинної структури білка із збереженням первинної

структури. Відбувається при нагріванні або при дії розчинника.

гідроліз – руйнування первинної структури білка в кислому або лужному середовищі з

утворенням амінокислот.

кольорові реакції на білки:

а) біуретова реакція – фіолетове забарвлення при дії солей Купруму(ІІ) в лужному

середовищі. Біуретову реакція дають всі сполуки, що містять пептидний зв’язок.

б) ксантопротеїнова реакція – поява жовтого забарвлення при дії концентрованої нітратної

кислоти на білки, що містять залишки ароматичних амінокислот.

§ 44 Нуклеїнові кислоти

Нуклеїнові кислоти – високомолекулярні природні органічні сполуки, які зберігають і

відтворюють в організмах спадкову (генетичну) інформацію, а також беруть участь у синтезі білків.

Молекули нуклеїнових кислот складаються з багатьох повторюваних фрагментів – нуклеотидів,

кожний з яких складається з залишків ортофосфорної кислоти, моносахарида та нітрогеновмісної

сполуки.

Існує дві групи нуклеїнових кислот - ДНК (дезоксирибонуклеїнова кислоти) та РНК

(рибонуклеїнова кислота).

Нуклеозид — сполука, що складається із залишку нітрогеновмісної сполуки та

вуглеводу - рибози або дезоксирибози.

ДНК складається із залишків ортофосфорної кислоти, моносахариду – дезоксирибози,

нітрогеновмісних сполук – аденін, тимін, гуанін, цитозин. Молекула ДНК – це подвійна

спіраль, утворена однаковими полінуклеотидними ланцюгами, протилежно напрямленими

і скрученими навколо спільної осі. Обидва ланцюги утримуються один біля одного за

допомогою водневих звязків, які існують між різними залишками молекул

нітрогенвмісних сполук. Послідовність цих залишків в одному ланцюзі ДНК узгоджується

з їх послідовнстю в іншому. Залишок молекули тиміну в одному ланцюзі утворює водневі

звязки лише із залишкамлм молекули аденіну в іншому ланцюзі, а залишок молекули

цитозину – тільки із залишком молекули гуаніну (принцип комплементарності).Тому будь-

яка молекула ДНК містить однакову кількість залишків тиміну й аденіну, а також цитозину і гуаніну.

Молекули ДНК більші за молекули РНК. Відносні молекулярні маси ДНК становлять кілька десятків

83

або мільйонів, а РНК – від 20 тис. до кількох мільйонів. Роль ДНК в організмі полягає у збереженні

спадкової інформації, притаманної даному біологічному виду.

РНК складається із залишків ортофосфорної кислоти, моносахарида – рибози, та нітрогеновмісних

сполук – аденін, урацил, гуанін, цитозин. Роль РНК- здійснення синтезу білків.

Властивості нуклеїнових кислот: тверді речовини, які розчиняються у воді з утворенням колоїдних

розчинів. Під час нагрівання цих розчинів нуклеїнові кислоти осаджуються; відбуваються їх

денатурація і втрата біологічної активності. Завдяки наявності залишків ортофосфорної кислоти

реагують із лугами з утворенням солей. Нуклеїнові кислоти за участю ферментів, а також у кислому

і лужному середовищах зазнають гідролізу. При цьому зв’язки між нуклеотидами руйнуються й

утворюються відповідні нітрогеновмісних сполук, вуглеводи й ортофосфорна кислота.

§ 45 Роль хімії в житті суспільства 1. Значення хімії у створенні нових матеріалів: металічних – сплавів (на основі заліза – чавун і

сталь), на основі міді – латунь і бронза; на основі алюмінію – дюралюмінії і силуміні; металокераміка

і неметалічні полімери на основі фенол формальдегідних смол, поліетилену, полівінілхлориду,

каучуку, кераміка (порцеляна, фаянс, цегла); скло (звичайне, кришталеве, скляні волокна, скловата),

цемент, бетон, графіт, волокна.

2. Значення хімії у розв’язанні сировинної проблеми: природні ресурси поділяються на відновні –

вода, повітря, родючий ґрунт, рослини, тварини – і невідновні - метали, газ, вугілля, нафта.

Необхідно слідкувати, щоб відновні ресурси витрачались повільніше, ніж вони утворюються

внаслідок природних процесів. Завданнями хімії є розвідування і застосування дешевої сировини,

місцевої сировини, нових видів альтернативних сировинних матеріалів, комплексне використання

сировини, розробка нових ефективних методів її рециркуляції, використання відходів як сировини,

подовження строків експлуатації металів, заміна традиційних матеріалів новими, за допомогою

біотехнологій для хімічного використовувати органічні речовини рослин та побутові відходи, що

містять целюлозу.

3. Значення хімії у розв’язанні енергетичної проблеми: традиційними джерелами енергії є вугілля,

нафта, природний газ, сланці, деревина. Також існує воднева енергетика, яка ґрунтується на

спалюванні водню, при цьому не утворюються шкідливі речовини, але добування водню є дорогим,

недостатньо надійні засоби збереження і транспортування. Перевагами ядерної енергетики є те, що

вивільняє значну кількість органічного палива, але проблемою є забруднення довкілля

радіоактивними відходами, складності у забезпеченні безпечності у роботі ядерних реакторів.

Геліоенергетика ґрунтується на перетворенні енергії Сонця. Здійснюється в різних процесах:

теплотехнічних; фотоелектричних; фітобіологічних і фотохімічних. Нетрадиційними джерелами

енергії є метанове бродіння побутових відходів, гною, вітроенергетика, гідроенергетика –

перетворення енергії морського прибою.

Народне – господарське значення хімії і використання її продукції у повсякденному житті.

Мийні засоби – мила тверді і рідкі, СМЗ – універсальні, комплексні, з відбілювачем, для

окремих видів тканин; пом’якшувачі тканин, засоби для антистатичної обробки, засоби

чищення, дезінфікуючи засоби, дезодоранти.

Засоби догляду за підлогою та меблями.

Засоби для чищення та миття вікон і дзеркал.

Фарби, оліфи, розчинники, емалі, ґрунтовки, герм етики.

Клеї, які діють за допомогою електростатичних сил хімічного зв’язку: нітроцелюлозні,

полівінілацетатні, перхлорвінілові; фенол формальдегідні, каучукові, епоксидні.

Засоби гігієни та парфумерне – косметичні препарати.

Засоби боротьби з комахами, гризунами.

Хімічні засоби захисту рослин.

Засоби догляду за автомобілем.

Засоби догляду за взуттям.

Канцелярське приладдя (чорнила, туш, фарби, ластики).

Медичні препарати та засоби догляду за хворими.

84

Хімічні процеси в харчовій промисловості.

Хімія та екологія.

Основними джерелами забруднення довкілля є: спалювання органічних енергоносіїв та вихлопні гази

автомобілів, теплоенергетика – гази, які обумовлюють кислотні дощі та тверді відходи – попіл,

шлаки тощо; кольорова та чорна металургія, атомна промисловість, ядерна енергетика, випробування

атомних бомб підвищують рівень радіації, мінеральні добрива, частина яких потрапляє до водойм,

відходи тваринництва забруднюють водойми і повітря, стічні води, підприємства будматеріалів,

кар’єри, де добувають корисні копалини – великі площі вкриті шаром пилу, надовго втрачають

родючість, фреони знищують озоновий шар в атмосфері. Для вирішення проблеми забруднення

оточуючого середовища необхідно:

створення виробництв, які наближаються до природних колообігів речовин,- маловідходних

та безвідходних.

використання фільтрів та пило газовловлювачів, які зменшують викидання шкідливих

речовин в атмосферу.

розробка методів утилізації шлаків.

розробка способів утилізації синтетичних матеріалів і створення нових полімерів, які б

розкладалися у природі.

створення замкнених технологічних систем, завдяки яким використана вода очищується і

знову повертається у виробництво.

вдосконалення очисних споруд для води, електродіаліз, обернений осмос, біохімічне

очищення.

Місце хімії серед природознавчих наук.

Матерія

Фізика вивчає механічний рух і Біологія вивчає життя Хімія

фізичні явища (органічну форму матерії) вивчає хімічні реакції

(хімічну форму руху матерії)

Значення хімії для розуміння наукової картини світу.

Хімія вивчає речовини, їх склад, будову, властивості, застосування, а також хімічні реакції і

закономірності їх протікання, синтез нових матеріалів тощо. Ці знання складають наукову картину

хімічної реальності. Хімічні, фізичні та біологічні знання у своїй сукупності дають змогу зрозуміти

сучасну наукову картину світу – загальні властивості та закономірності природи.

85

Список використаних джерел

1. Неорганическая литература. Учеб. пособие для учащихся 8-9 кл. шк. С углуб.

изуч. химии. В 2ч. Ч.1- 3-е изд. – М. :Просвещение, 1992.- 208 с. Ахметов Н.С.

2. Хімія: Довідник школяра / О. Березан.- Тернопіль: Підручники і посібники,

2018.-640с. Березан О.

3. Химия. Новейший справочник. – М. Махаон,2006.-368 с.- (Для школьников и

абитуриентов). Бердоносов С.С., Менделеева Е.А.

4. Общая химия. Изд. 15 – е, испр. Изд-во «Химия»,1971, стр.712, рис.145, табл.31,

Глинка Н.Л.,

5. Справочник школьника по химии. 8-11 кл./Е.А. Еремина, О.Н Рижова; Под.ред.

Н.Е. Кузьмено, В.В. Еремина. – М.ООО «Издательський дом»Оникс 21 век:»:

ООО «Издательство»Мир и Образование», 2003, -624с.,ил. Еремина Е.А.

6. Изучение химии в 9-10 классах: Кн. для учителя- 2-е изд., перераб. – М.;

Просвешение,1983. -287с. Иванова Р.Г., Осокина Г.Н.

7. Составление химических уравнений: Учебное пособие для втузов. – 5 –е изд.,

перераб. и доп. – М.; Высш.школа, -1979-293с. Кудрявцев А.А.

8. Хімія: довідник для абітурієнтів та учнів загальноосвітніх навчальних закладів:

навчально- методичний посібник/М.В. Гриньова,Н.І. Шиян, Ю.П. Кращенко (та

ін.).- Київ: Літера ЛТД.2015.-464 с.

9. Посібник з хімії для вступнтків до ВУЗів: Пер. З рос.-К.:А.С.К. Ваклер,1999.-

488сю: іл. Хомченко Г.П..

Documents

fs02.vseosvita.ua · 2 Науково- методичний посібник з хімії Підгаєцька І.С., вчитель хімії вищої категорії, вчитель-мето