Атомно-молекулярне вчення. Класифікація неорганічних сполук

ВСТУП

Навчальний процес повинен не лише забезпечувати фундаментальну наукову підготовку студентів, але й прищеплювати їм навички самостійної роботи, стимулювати потяг до безперервного поповнення знань. У підготовці майбутніх технологів харчових виробництв винятково важлива роль належить курсу за-гальної хімії. Під час його засвоєння в студентів розвивається діалектичний спосіб мислення, здатність аналізувати явища та на молекулярному рівні розуміти процеси, розширюється світогляд, поглиблюються наукові уявлення про матерію, будову та властивості речовин, формується база для подальшого опанування фахових дисциплін.

Загальна хімія - це методологічна основа для оволодіння студентами-технологами харчових виробництв спеціальними дисциплінами. Правильна організація харчування потребує знань хімічного складу харчової сировини і готових харчових продуктів, уявлень про способи їх отримання, про перетворення, які відбуваються в ході їх добування та кулінарної обробки. Під час виробництва харчових продуктів має місце складний комплекс біохімічних, мікробіологічних, фізико-хімічних процесів. Розуміння їх суті можливе лише за умови опанування основ загальної хімії.

Однією з причин недостатньої пізнавальної активності студентів є відсутність науково обґрунтованих, створених з урахуванням профілю майбутніх спеціалістів, підручників, навчальних посібників. Існуючі видання не розраховані на самостійне вивчення матеріалу, громіздкі, перевантажені здебільшого фактами, а не тлумаченням законів, які ці факти зумовлюють. Даний посібник допоможе студентам самостійно опрацьовувати програмний матеріал.

У виданні подана загальна характеристика основних понять і законів хімії; викладені закономірності перебігу хімічних реакцій із залученням елементів термодинаміки та кінетики, особливості взаємодії в розчинах; розглянуті питання будови речовини.

Посібник створений для роботи за кредитно-модульною системою організації навчального процесу. Кожен модуль містить теоретичний матеріал, приклади застосування теоретичних положень і розв’язування задач, окрім того, завдання, вправи й задачі для самоконтролю.

Обрана авторами система структурування матеріалу сприятиме кращому засвоєнню теоретичних основ дисципліни, свідомому підходу до підготовки. Застосовані способи подання інформації лаконічні, зручні, відомі студентам, вони легко відтворюються під час пригадування. Зразки виконання типових практичних завдань відповідають стандартним вимогам і призначені для того, щоб студенти не тільки опанували способи розв’язання задач і виконання практичних вправ, але й навчилися правильно оформляти свою роботу.

Модуль 1

АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНЕ ВЧЕННЯ. КЛАСИФІКАЦІЯ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Ще за часів давньогрецьких філософів вважали, що речовини складаються з дуже маленьких неподільних часток – атомів. Однак експериментального підтвердження того не було. Наукові уявлення про атом виникли значно пізніше, унаслідок розвитку експериментальної фізики й хімії. У XVII ст. англійський вчений Бойль, хімічні уявлення якого грунтувалися на атомістиці, пояснював усі хімічні зміни об’єднанням і роз’єднанням атомів. У XVIII ст. М. Ломоносов сформулював основні положення атомно-молекулярного вчення.

Кількісна база атомно-молекулярного вчення була створена на основі праць багатьох вчених наприкінці XVIII – на початку XIX ст. Англійський вчений Дальтон сформулював закон кратних відношень і вперше ввів поняття атомної маси. Французький хімік Гей-Люссак відкрив закон об’ємних відношень. Італійський вчений Авогадро в 1811 р. запропонував визначення молекули як здатної до самостійного існування найменшої частки речовини, що складається з атомів. Він також відкрив закон, який отримав його ім’я.

На початку XIX ст. французькі вчені Пруст і Бертоллє визначили й розмежували поняття хімічна речовина і механічна суміш. Пруст у 1808 р. сформулював закон сталості складу речовин. Чітко охарактеризував поняття атом і молекула у 1858 р. італійський хімік Канніццаро. Усі ці визначення були прийняті в 1860 р. на Першому міжнародному конгресі хіміків у м. Карлсруе. Так було створено атомно-молекулярне вчення, яке в подальшому підтвердилось, розвинулось відкриттям у 1869 р. Д.І. Менделєєвим періодичного закону хімічних елементів, розробкою в 1860 р. О.М. Бутлеровим теорії хімічної будови органічних речовин, оголошенням у 1873 р. голландським вченим Ван-дер-Ваальсом принципу безперервності рідкого й газоподібного станів речовин, працями голландського фізико-хіміка Вант-Гоффа в галузі хімічної кінетики.

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ

Ключові положення атомно-молекулярного вчення

1.Речовини мають дискретну будову. Вони складаються з часток (структурних елементів – молекул, атомів чи іонів).

2.Частки речовини безперервно безладно рухаються.

3.Між складовими частками речовини діють сили взаємного притягання і відштовхування.

4.Між складовими частками речовини є проміжки.

5.Молекули складаються з атомів.

6.Молекули зберігаються під час фізичних явищ і руйнуються під час хімічних.

7.Атоми зберігаються під час хімічних реакцій – при цьому відбувається їх перегрупування, що зумовлює утворення нових речовин.

8.Різноманітність речовин пов’язана з різним сполученням атомів.

Поняття загальної хімії

Ключовими поняттями хімії є молекула, атом, хімічний елемент, речовина.

Молекула (від латин. moles – маса) - це здатна до самостійного існування найменша частка речовини, яка зберігає властивості цієї речовини.

Атом (від грец. atomos – неподільний) – це хімічно неподільна електронейтральна частка речовини, що складається з позитивно зарядженого ядра й негативно заряджених електронів.

Хімічний елемент – це сукупність атомів з однаковими зарядами ядер.

Речовина – це вид матерії, що характеризується певними фізичними та хімічними властивостями за даних умов.

За умов сталих тиску й температури об'єми реагуючих між собою газів, а також об'єми газоподібних продуктів реакції відносяться як невеликі ці лі числа.

Наприклад, у реакції

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Ж.-Л. Гей-Люссак

відношення об'ємів дорівнює

V(N₂): V(H₂): V(NH₃) = 1: 3: 2.

4. Закон Авогадро сформулював італійський учений Авогадро в 1811 р.:

ПІДСУМКИ

Необхідно зрозуміти

1. На підставі закону збереження маси речовин можна проводити обчислення кількісних відношень реагентів та продуктів реакції.

2. Розрахунки кількостей речовин-реагентів та продуктів реакції можна значно спростити, якщо застосовувати закон еквівалентних відношень.

3. Закон об’ємних співвідношень дозволяє обчислити об’ємні відношення газоподібних речовин, що беруть участь у хімічній реакції чи утворюються під час її перебігу.

Треба вміти

1.Визначати відносні молекулярні та молярні маси речовин; кількість частинок у певній кількості речовини, масі речовини, об’ємі газу; об’єм певної маси або кількості речовини газу за нормальних умов; відносну густину газу за іншим газом; масову частку елемента у сполуці за її формулою.

2.Встановлювати хімічну формулу речовини за масовими частками елементів, що входять до її складу.

3.Визначати молярні маси газоподібних речовин за молярним об’ємом, відносною густиною, рівнянням Менделєєва-Клапейрона.

4.Обчислювати за рівняннями хімічних реакцій масу, об’єм, кількість речовини за відомою масою, кількістю речовини одного з реагентів чи продуктів реакції.

5.Здійснювати перехід від нормальних до експериментальних умов на підставі газових законів.

6.Обчислювати молярні маси еквівалентів різних речовин.

7.Проводити розрахунки на основі закону еквівалентних відношень.

Слід запам’ятати

- масова частка елемента в складі сполуки;

= - кількість речовини;

- рівняння Менделєєва-Клапейрона;

- відносна густина газу 1 за газом 2;

M _екв(Н₂) = М (1/2H₂) = = 1 г/моль – молярна маса еквівалентів водню;

М _екв(О₂) = М (1/4О₂) = = 8 г/моль – молярна маса еквівалентів кисню;

M _f (A_aB_b) = = - молярна маса еквівалентів складної речовини;

- еквівалентний об’єм;

, чи - закон еквівалентних відношень.

Рис. 1. Класифікація неорганічних сполук

 

Метали складаються з атомів хімічних елементів – металів (натрій Na, калій К, залізо Fe, магній Mg, срібло Ag тощо). Неметали складаються, як правило, з молекул хімічних елементів – неметалів (хлор Cl₂, сірка S₈, фосфор P₄, кисень О₂, азот N₂ тощо). Метали та неметали мають різні хімічні властивості, що пояснюється електронною будовою їх атомів. Із властивостями цих простих сполук ми ознайомимося пізніше.

Складні речовини поділяються на такі класи: оксиди, основи, кислоти, солі. Поділ складних речовин на класи заснований на схожості хімічних властивостей.

Оксиди

Оксидами називаються речовини, що складаються з двох елементів, одним з яких є Оксиген зі ступенем окиснення (–2).

В оксидах атоми Оксигену сполучаються з атомами інших елементів і не зв’язані між собою:

C=O, O=C=O, O=B-O-B=O

Сполуки елементів з Оксигеном, у молекулах яких є зв’язок між атомами Оксигену, називають пероксидами (Н₂О₂ – гідроген пероксид Н-О-О-Н).

Пероксиди металів належать до класу солей, гідроген пероксид виявляє кислотні властивості.

Номенклатура. Загальне правило: у назві будь-якої складної неорганічної сполуки – спочатку вказують катіон, а потім аніон.

Назви оксидів за новою систематичною номенклатурою можна побудувати двома способами:

1)за допомогою числових префіксів (N₂O₅ – динітроген пентаоксид, Sb₂O₃ – дистибій триоксид, Na₂O – динатрій оксид);

2)вказуючи ступінь окиснення елемента у формі катіона (N₂O₅ – нітроген(V) оксид, Sb₂O₃ – стибій(ІІІ) оксид, Na₂O – натрій оксид).

Якщо елемент утворює лише один оксид або єдиний оксид у звичайній валентності, то назва його може складатися лише з назви елемента та слова “оксид”: BaO – барій оксид, B₂O₃ – бор оксид, К₂О – калій оксид.

Сполуки Оксигену з більш електронегативним елементом Флуором треба називати флуоридами: OF₂ – оксиген флуорид, O₂F₂ – діоксиген дифлуорид.

За хімічними властивостями оксиди поділяються на солетворні та несолетворні. Оксиди, які не утворюють солі, називаються несолетворними – NO – нітроген(ІІ) оксид, N₂O – нітроген (І) оксид, SiO₂ – силіцій(ІV) оксид. Несолетворних оксидів мало. Оксиди, які під час хімічних реакцій утворюють солі, є солетворними. До них належить більшість оксидів. Солетворні оксиди поділяються на основні, кислотні та амфотерні.

Основні оксиди. Основними називають оксиди, гідрати яких є основами. До таких належать лише оксиди металів: Магнію, Лантану, лужних (Li, Na, K, Rb, Cs), лужноземельних (Ca, Sr, Ba, Ra), а також усіх інших металів, нижчих ступенів окиснення (Cr(+2), Mn(+2), Pb(+2)).

Кислотні оксиди. Кислотними називаються оксиди, гідрати яких є кислотами. У зв’язку з цим кислотні оксиди ще називаються ангідридами кислот. До них належать оксиди неметалів, а також металів, які проявляють вищі ступені окиснення: SO₂, SO₃, CO₂, CrO₃, Mn₂O₇.

Амфотерні оксиди. Амфотерними називаються оксиди, які залежно від умов виявляють властивості основних і кислотних оксидів. До амфотерних належать оксиди деяких металів головних підгруп (Берилію, Алюмінію), а також оксиди багатьох металів побічних підгруп періодичної системи елементів з проміжними ступенями окиснення: BeO, Al₂O₃, ZnO, MnO₂, Fe₂O₃.

Характеристика оксидів наведена далі (табл. 2).

Таблиця 2. Фізичні та хімічні властивості оксидів

 

Властивість	Основний оксид	Кислотний оксид	Амфотерний оксид
Агрегатний стан	Твердий	Твердий, рідкий, газоподібний	Твердий
Тип хімічного зв’язку	Іонний	Ковалентний полярний	Іонно-ковалентний
Характер гідроксиду	Основа	Кислота	Виявляє властивості кислоти і основи
Взаємодія: з водою     кислотами   основами оксидами: основними     кислотними амфотерними	Деякі: оксиди лужних та лужноземельних металів CaO+H2O=Ca(OH)2 Усі з утворенням солей Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O Не реагують   Не реагують     СаO+SiO2=CaSiO3 Li2O+Al2O3=2LiAlO2	Більшість оксидів SO3+H2O=H2SO4   Не реагують   З лугами 2NaOH+SiO2= =Na2SiO3+H2O   Взаємодіють з утворенням солей CO2+CaO=CaCO3 Не реагують SO3+Al2O3=Al2(SO4)3	Не реагують     ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O   З лугами ZnO+2NaOH+H2O= =Na2[Zn(OH)4]   ZnO+CaO=CaZnO2     ZnO+SiO2=ZnSiO3 Не реагують

Основи

Основами називають сполуки, які складаються з атома металу чи амонійної групи (NH₄) та однієї чи декількох гідроксогруп – ОН ^-.

З погляду теорії електролітичної дисоціації основи – це електроліти, які під час дисоціації утворюють гідроксид – аніони. Наприклад: NaOH, Ca(OH)₂, Mg(OH)₂, La(OH)₃.

Cлід зазначити, що ОН ^- - це гідроксид-іон, заряд його дорівнює (–1). Число гідроксид-іонів у основі визначається ступенем окиснення металу.

Номенклатура. Назви основ та амфотерних гідроксидів утворюють з назви катіона і слова “гідроксид”, вказуючи ступінь окиснення елемента або додаючи відповідні числові префікси. Якщо ж метал утворює тільки один гідроксид, то ступінь його окиснення не вказують: Fe(OH)₂ – ферум(ІІ) гідроксид, або ферум дигідроксид; Аl(OH)₃ – алюміній гідроксид, або алюміній тригідроксид.

Кислотність. Число гідроксогруп, зв’язаних з атомом металу, визначає

кислотність основи. Наприклад LiOH, NaOH – однокислотні основи; Са(OH)₂, Ba(OH)₂ – двокислотні; Cr(OH)₃, Bi(OH)₃ – трикислотні.

Фізичні властивості. Основи - це тверді речовини. За розчинністю у воді вони поділяються на дві групи: розчинні (луги) та нерозчинні. Лугами є гідроксиди лужних металів (елементів головної підгрупи І групи) і лужноземельних (елементів головної підгрупи ІІ групи, крім берилію та магнію).

Луги – це іонні сполуки. У вузлах кристалічних ґраток твердих лугів знаходяться іони металів і гідроксид-іони. В інших основах хімічний зв’язок має іонно-ковалентний характер.

Хімічні властивості основ. Характерні для основ хімічні реакції наведені в табл. 3. Лише розчинні у воді основи – луги - як сильні електроліти у водних розчинах практично повністю дисоціюють з утворенням гідроксид-іонів:

NaOH«Na⁺ + OH^-.

Тому вони мають деякі загальні властивості, обумовлені наявністю гідроксид-іонів, наприклад впливають на забарвлення багатьох кислотно-основних індикаторів.

Нерозчинні у воді основи як слабкі електроліти не змінюють колір індикаторів, не взаємодіють з кислотними та амфотерними оксидами, а також солями. Дуже слабко дисоціюють на іони. Невеликої кількості гідроксид-іонів, які містяться в насичених розчинах основ, недостатньо для забезпечення перебігу зазначених реакцій. Нерозчинні у воді основи дають тільки дві реакції.

Амфотерні гідроксиди – це гідроксиди, які виявляють основні та кислотні властивості залежно від умов, тобто від природи другого компонента, який бере участь у кислотно-основній взаємодії.

До амфотерних гідроксидів належать гідроксиди деяких металів головних підгруп (Берилію, Алюмінію), а також багатьох металів побічних підгруп періодичної системи елементів проміжних ступенів окиснення: Be(OH)₂ , Al(OH)₃, Zn(OH)₂,Cr(OH)₃.

Тип зв’язку між атомами металу та гідроксогрупами – ковалентний. Усі амфотерні гідроксиди – слабкі електроліти. Оскільки полярність ковалентних зв’язків Ме–О і О–Н у їх молекулах близька, амфотерні гідроксиди можуть дисоціювати і як основа, і як кислота:

 

Al(OH)₃ «[Al(OH)₂]⁺ + OH^- «[Al(OH)]²⁺ + 2OH^- «Al³⁺ + 3OH^-;

 

H₃AlO₃ «3H⁺ + AlO «HAlO₂ + H₂O «H⁺ + AlO + H₂O.

 

Амфотерні гідроксиди не змінюють забарвлення індикаторів.

Кислоти

Кислотами називають сполуки, до складу яких входять атоми Гідрогену, здатні заміщуватися атомами металу.

Згідно з теорією електролітичної дисоціації кислоти – це електроліти, які під час дисоціації утворюють тільки один вид позитивно заряджених іонів - катіони Гідрогену.

Номенклатура. Назву кислоти можна визначити за латинською назвою кислотного залишку. До основи назви кислотного залишку додають закінчення: для безоксигенових кислот - ідна чи - идна; для оксигеновмісних кислот - ітна чи - итна (кислотоутворювальний елемент проміжного ступеня окиснення); - атна (кислотоутворювальний елемент вищого ступеня окиснення). Наприклад: HCl – хлоридна, H₂S – сульфідна, HNO₂ – нітритна, HNO₃ – нітратна.

Кислоти класифікують за різними критеріями (рис. 2).

 

Рис. 2. Схема класифікації кислот

 

Оксигеновмісні кислоти є гідратами (продуктами сполучення з водою) оксидів неметалів, а також оксидів деяких металів вищих ступенів окиснення (+5, +6, +7). Наприклад, карбонатна кислота Н₂СО₃ - продукт сполучення з водою СО₂, сульфатна кислота H₂SО₄ - SO₃, хроматна кислота Н₂СrО₄ - СrО₃.

Число атомів Гідрогену кислоти, здатних заміщуватися атомами металу з утворенням солі, визначає основність кислоти. Так, НСl, НВr, HNO₃, СН₃СООН - одноосновні кислоти; H₂S, H₂SO₄, Н₂СO₃, Н₃РO₃ — двохосновні; Н₃РО₄, H₃AsO₄ - трьохосновні.

Негативні іони, які утворюються в результаті відриву від молекули кислоти одного або кількох іонів Гідрогену, називаються кислотними залишками. Значення негативного заряду іона кислотного залишку визначається числом іонів Гідрогену, що відірвалися.

Наявність атомів Гідрогену в кислотних залишках позначається словом гідроген-, якщо треба – з відповідним префіксом. Наприклад, HSO₄^- – гідрогенсульфат, H₂PO₄^- – дигідрогенфосфат.

Фізичні властивості. Кислоти можуть бути твердими (боратна Н₃ВО₃, силікатна H₂SiО₃) або рідкими (сульфатна H₂SO₄, нітратна HNО₃). Більшість із них добре розчиняються у воді. Кислотами є також водні розчини газоподібних водневих сполук деяких неметалів (НСl, НВr, H₂S, HCN, HCNS). У молекулах кислот атоми Гідрогену зв'язані з кислотними залишками ковалентним полярним зв'язком.

Хімічні властивості.

1. Кислоти у водних розчинах дисоціюють на іони, сильні кислоти - повністю, слабкі - мало:

НСl«Н⁺ + Сl^-;

H₂SO₄ «Н⁺ + HSO₄^-;

Н₃РО₄ «Н⁺ + Н₂РO₄^-.

Кислоти мають деякі загальні властивості, обумовлені наявністю іонів Гідрогену Н⁺. Так, вони змінюють забарвлення багатьох індикаторів (табл. 4).

 

Таблиця 4. Інтервали переходу індикаторів

 

Індикатор	Значення рН
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Лакмус	Червоний	Інтервал переходу	Синій
Фенолфталеїн	Безбарвний	Інтервал переходу	Малиновий
Метиловий оранжевий	Рожевий	Інтервал переходу	Жовтий

 

 

2. Кислоти реагують з основами. Взаємодія кислоти з основою, в результаті якої утворюється сіль і вода, називається реакцією нейтралізації:

NaOH + HCl ® NaCl + H₂O.

Реакції між нерозчинними основами та амфотерними гідроксидами й кислотою теж є реакціями нейтралізації. За цих умов амфотерний гідроксид виявляє основні властивості.

Якщо в реакції нейтралізації беруть участь багатокислотні основи або багатоосновні кислоти, можуть утворюватися середні, кислі та основні солі:

Fе(ОН)₃ + НС1 ® Fe(OH)₂Cl + H₂O;

Fe(OH)₃ + 3HCl ® FeCl₃ + 3Н₂О;

NaOH + H₂SO₄ ® NaHSO₄ + H₂O.

3. Кислоти взаємодіють з основними та амфотерними оксидами з утворенням солі та води:

СаО + 2HNO₃ ® Ca(NO₃)₂ + Н₂О;

Fе₂O₃ + 6НNО₃ ® 2Fe(NO₃)₃ + 3Н₃O.

4. Кислоти реагують з металами. У результаті реакції утворюється сіль і виділяється водень:

Zn + Н₂SO_4(розв) ® ZnSO₄ + H₂­.

Метали, які в ряді стандартних електродних потенціалів знаходяться ліворуч від водню, витісняють його з кислот, а розташовані праворуч (Cu, Hg, Ag, Аu, Pt) — не витісняють.

5. Кислоти взаємодіють із солями. При цьому можуть утворюватися такі сполуки:

а) нова кислота та сіль (середня або кисла):

2NaCl_(cyx) + Н₂SO_4(конц) ® Na₂SO₄ + 2НС1­;

2NaNO_3(cyx) + Н₂SO_4(конц) ® Na₂SO₄ + 2HNO₃­;

FeS + 2HCl ® FeCl₂ + H₂S­.

Якщо кислота, яка утворюється, є нестійка, вона може розкладатися з утворенням кислотних оксидів:

Na₂CO₃ + 2НСl ® 2NaCl + Н₂О + СO₂­.

б) кисла сіль:

Na₂S + H₂S ® 2NaHS;

СаСО₃ + Н₂СО₃ ® Са(НСО₃)₂.

в) кілька солей і вода:

NaA1O₂ + 4НСl ® NaCl + АlСl₃ + 2Н₂O;

2NaAl(OH)₄ + 4H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + A1₂(SO₄)₃ + 8H₂O.

6. Під час нагрівання оксигеновмісні кислоти розкладаються на воду та кислотний оксид:

H₂SO₄ 4Н₂O + SO₃;

4НNO₃ 2Н₂O + 4NO₂ + O₂.

Солі

Солі - це продукти заміщення гідрогену кислоти металом або продуктами обміну гідроксогрупи гідроксидів металів на кислотні залишки:

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + Н₂;

Кислота Сіль

NaOH + НСl = NaCl + Н₂О.

Основа Сіль

З позиції теорії електролітичної дисоціації солі – це електроліти, які під час дисоціації утворюють катіони залишку основи та аніони кислотного залишку.

Номенклатура. Назва солі складається з назви металу в називному відмінку (римською цифрою зазначається валентність металу, якщо він проявляє їх декілька), та назви кислотного залишку. Наприклад, NaCl – натрій хлорид; розчин СaSO₄ – розчин кальцій сульфату; Fe(NO₃)₂ – ферум(ІІ) нітрат.

Фізичні властивості. Солі - це тверді кристалічні речовини. Залишки основ і кислот у солях зв'язані між собою, як правило, іонним зв'язком. Солі мають різний колір і характеризуються неоднаковою розчинністю у воді. Солі бувають середні, кислі, основні (рис. 3).

 

Рис. 3. Класифікація солей

 

Середні солі - це продукти повного заміщення Гідрогену кислоти металом або повного обміну гідроксогруп основи на кислотні залишки, наприклад:

2Na + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + Н₂­;

Fe(OH)₃ + 3НClО₄ ® Fе(С1О₄)₃ + 3Н₂O.

Прості солі - це солі, до складу яких входить атоми одного металу. Наприклад, Na₂SO₄, Ca(NO₃)₂ тощо.

Якщо атоми Гідрогену в кислоті заміщуються атомами різних металів, такі солі називаються подвійними. Наприклад, KAl(SO₄)₂.

Коли гідроксогрупи основ обмінюються на різні кислотні залишки, то утворюються змішані солі(наприклад Са(ОСl)Сl).

Комплексні солі - це такі продукти, до складу яких входять комплексні іони: К₄[Fе(СN)₆], Na[Al(OH)₄], Na₃[Al(OH)₆].

Кислі солі - продукти неповного заміщення Гідрогену багатоосновної кислоти металом, наприклад, NaHSО₄, Са(НСО₃)₂.

Основні солі - це продукти неповного обміну гідроксогруп багатокислотної основи на кислотні залишки, наприклад:

Mg(OH)₂ + HCl ® MgOHCl+ Н₂O;

А1(ОН)₃ + НС1 ® А1(ОН)₂С1 + Н₂O.

Хімічні властивості.

1. Солі реагують з лугами або амоній гідроксидом. Унаслідок цього утворюються нові солі (середні, кислі, основні) та гідроксид або основна сіль (залежно від молярних співвідношень реагентів):

MgCl₂ + NaOH ® Mg(OH)Cl + NaCl;

MgCl₂ + 2NaOH ® Mg(OH)₂+ 2NaCl;

NaH₂PO₄ + NaOH ® Na₂HPO₄ + H₂O.

2. Солі реагують із кислотами. Такі реакції можливі, якщо утворюється осад чи слабкий електроліт. Продуктами цієї взаємодії можуть бути (залежно від молярних співвідношень реагентів) різні сполуки:

а) нова кислота і нова сіль:

FeS + 2HCl ® FeCl₂ + H₂S;

б) кисла та середня солі:

Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ ® Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄;

в) кисла сіль:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ® Ca(HCO₃)₂;

г) одна або дві середні солі, основна сіль:

Fe(OH)₂Cl + HCl ® Fe(OH)C1₂ + H₂O.

3. Солі взаємодіють між собою. Така реакція можлива, якщо утворюється осад. Її продуктами будуть нові солі:

CaCl₂ + Na₂CO₃ ® CaCO₃¯ + 2NaCl.

Середня сіль може реагувати з кислою або основною сіллю одного й того ж металу, якщо між реагентами існує проміжна за складом кисла чи основна сіль, що й буде продуктом реакції:

Na₃PO₄ + NaH₂PO₄ ® 2Na₂HPO₄;

FeCl₃ + Fe(OH)₂Cl ® 2FeOHCl₂.

4. Солі взаємодіють з металами з утворенням нової солі та металу:

CuSO₄ + Fе ® FeSO₄ + Сu.

Кожен метал може витіснити з розчинів солей метали, які знаходяться в ряді стандартних електродних потенціалів після нього, і не витісняє метали, що стоять перед ним:

FeSO₄ + Сu (реакція не відбувається).

Метали, розташовані ліворуч від магнію (К, Ва, Са, Na та ін.), не використовують для витіснення металів із розчинів їх солей, оскільки вони реагують із водою з утворенням водню та лугу. Останній, у свою чергу, взаємодіє із сіллю з утворенням нерозчинного гідроксиду:

CuSO₄ + 2Na + 2Н₂O ® Сu(ОН)₂¯ + Na₂SO₄ + H₂­.

5. Солі взаємодіють з оксидами (кислотними або амфотерними) під час нагрівання з утворенням солі та кислотного оксиду, більш леткого, ніж вихідний:

Na₂CO₃ + SiO₂ ® Na₂SiO₃ +CO₂­;

4LiNO₃ + 2А1₂О₃ ® 4LiA1O₂ + 4NO₂­ + О₂­.

6. Солі розкладаються під час нагрівання. Залежно від природи металу та кислоти утворюються різні продукти:

СаСО₃ СаО + СO₂­;

2NaNO₃ 2NaNO₂ + O₂­.

Рис. 4. Генетичний зв’язок між найважливішими

Класами неорганічних сполук

Наведемо конкретний приклад, запишемо формулу води у вигляді НОН:

S Ca

¯ ¯

SO₃ + HOH + CaO

¯ ¯

H₂SO₄ + Ca(OH)₂

¯

CaSO₄

 

Порівнюючи формули кислоти й води, можна зробити висновок, що кислота утворюється за­міною гідроксильної групи у воді на кислотний залишок. Аналогічно основа утворюється замі­ною атома Гідрогену у воді на метал, а сіль — за­міною атомів Гідрогену в кислоті на метал або гідроксильної групи в основі на кислотний за­лишок, або гідроксильної групи води на кис­лотний залишок, а атома Гідрогену на метал.

ПІДСУМКИ

Необхідно зрозуміти

1. Усі неорганічні речовини поділяють на прості та складні.

2. До складних речовин належать оксиди, кислоти, основи, солі.

3. Назва складної речовини являє собою назву катіона й аніона.

Треба вміти

1. Розрізняти класи неорганічних сполук.

2. Записувати рівняння хімічних реакцій, що характеризують властивості різних класів неорганічних сполук.

Слід запам’ятати

1. Визначення класів неорганічних сполук.

2. Хімічні властивості різних класів неорганічних сполук.

МОДУЛЬ 2

БУДОВА РЕЧОВИНИ

Сучасні поняття елемента, атома, простої речовини, молекули як сукупності зв'язаних між собою атомів сформувалися порівняно недавно. Але атомістична теорія будови матерії - вчення про те, що всі речовини складаються з найдрібніших частинок, - пройшла довгий і важкий шлях.

Припущення стародавніх вчених, засновані лише на роздумах, у принципі, не такі вже далекі від нинішніх уявлень: існують певні типи атомів (елементи), які можуть по-різному з'єднуватися один з одним, утворюючи дуже багато речовин зі своєрідними властивостями. Таке вчення було найбільшим досягненням людського розуму. Дуже влучно про це висловився американський фізик, лауреат Нобелівської премії Річард Фейнман. Він зазначив, що якби внаслідок якої-небудь світової катастрофи всі накопичені наукові знання були знищені й до прийдешніх поколінь живих істот надійшла тільки одна фраза, складена з якнайменшої кількості слів, яка б несла найбільшу інформацію, то це була б атомна гіпотеза. Відповідно до неї усі тіла складаються з атомів - маленьких тілець, які перебувають у безперервному русі, притягуються на невеликій відстані, але відштовхуються, якщо одне з них щільніше притиснути до іншого. У одній цій фразі міститься неймовірна кількість інформації про світ, варто лише додати до неї небагато уяви та трохи міркування.

До кінця XIX ст. вважали, що атом - найменша частинка простої речовини, він неподільний і незмінний. Це підтверджувалось хімічними реакціями, у яких речовини реагують у певних співвідношеннях (закони стехіометрії). Після завершення формування атомістики на основі неподільності атома виникло питання щодо його внутрішньої структури. Припущення про зв'язок атомів з електричним зарядом дедалі міцніше утверджувалося у свідомості вчених у міру нагромадження нових наукових відкриттів та їх узагальнення.

БУДОВА АТОМА

Складність будови атома

Перші моделі атома

У ході вивчення катодного випромінювання і радіоактивності виявилося, що до складу атомів елементів входять електрони. Оскільки атоми електронейтральні, то вони повинні мати стільки позитивних зарядів, скільки міститься в них електронів. З’ясуємо, як же розміщуються в атомі електрони й позитивні заряди.

Е. Резерфорд

Перша модель атома була запропонована в 1903 р. Томсоном. За його гіпотезою атом мав вигляд суцільної позитивно зарядженої сфери, у якій знаходяться незначні за розмірами (порівняно з атомами)

негативно заряджені електрони. Виходячи з розміщення елементів у періодичній системі Д.І.Менделєєва і періодичної зміни їх хімічних властивостей Томсон припустив, що електрони в атомі розміщуються пошарово й хімічні властивості елементів зумовлені зовнішнім шаром електронів. Така модель атома трактувала тільки деякі його властивості (випромінювання, розсіювання, поглинання світла). Багато експериментальних даних, зокрема досліди Резерфорда, модель Томсона пояснити не могла.

Для перевірки цієї моделі та більш точного визначення внутрішньої будови атома Резерфорд провів серію дослідів з a-частинками, які утворюються в результаті радіоактивного розпаду. Він спрямував a-частинки, спостерігаючи за їх рухом, на тоненькі металеві пластинки (рис. 7). Учений встановив, що переважна більшість a-частинок проникала крізь металеві пластинки, деякі з них відхилялись під кутом від прямолінійного напряму руху і тільки незначна кількість (1 частинка із 10 000) була відкинута у вихідне положення. Проходження a-частинок через металеву пластинку і відкидання від неї неможливо пояснити з позиції моделі атома Томсона. Справді, a-частинка, яка має подвійний позитивний заряд і значну масу, під час її швидкого руху може бути відкинута у вихідне положення лише тоді, коли зіткнеться зі значно більшим позитивним зарядом. Крім того, проходження великої кількості a-частинок крізь металеву пластинку є доказом того, що атом майже “порожній” і має дискретну будову.

 

 

Рис. 7. Схема досліду Резерфорда:

1 – свинцева скринька; 2 – препарат Радію; 3 – пучок a-частинок; 4 – екран; 5 – проміння a-частинок, що відхилилися на невеликі кути або різко змінили напрям руху; 6 – тонка металева пластинка; 7 – a-частинки, які не змінили свій напрямок

 

На основі своїх дослідів Резерфорд у 1911 р. запропонував ядерну модель атома. Відповідно до неї в центрі атома міститься позитивно заряджене ядро, маса якого майже дорівнює масі атома, навколо ядра рухаються електрони, число яких дорівнює позитивному заряду ядра. Між ядром і електронами взаємодіють електростатичні (кулонівські) сили, зрівноважені відцентровою силою, що виникає внаслідок руху електронів. Якщо сила кулонівського притягання до ядра дорівнює , а відцентрова сила , то

= ,

(2)

де m – маса електрона; v – швидкість руху електрона; e – заряд електрона; r – радіус орбіталі, по якій рухається електрон.

Досліди з a-частинками дали змогу Резерфорду оцінити величину заряду ядер різних атомів. Результати обчислень показали, що заряд ядра атома чисельно дорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі. Атоми елементів нейтральні, а тому кількість електронів у кожному з них також дорівнює відповідному порядковому номеру елемента.

Велике значення у встановленні заряду ядра атома мали дослідження учня Резерфорда англійського фізика Мозлі.

Атомні спектри