Зміна забарвлення індикаторів

У розчинах кислот:

Лакмус із фіолетового на червоний

Метилоранж із оранжевого на червоний

Універсальний індикатор із жовтого на червоний

Фенолфталеїн не змінює

У розчинах лугів:

Лакмус із фіолетового на синій

Метилоранж із оранжевого на жовтий

Універсальний індикатор із жовтого на синій

Фенолфталеїн із безбарвного на малиновий

 

 

Гідроліз розчинів солей

 

Гідроліз солей – це реакції йонного обміну між йонами солі і молекулами води, внаслідок яких утворюється середовище: кисле, лужне або нейтральне

Вид середовища визначається «водневим показником» - рН і він має значення від 1 до 14.

Якщо: рН > 7 – лужне середовище (ОН^-)

рН < 7 - кисле середовище (Н⁺)

рН = 7 - нейтральне середовище (H₂O)

Є 4 випадки гідролізу солей. У формулі солі метал відповідає за основу, а кислотний залишок за кислоту, яка утворює дану сіль.

Необхідно знати: якою сильною основою чи сильною кислотою утворенадана сільтаке і буде середовище.

1. Сіль утворена сильною основою і слабкою кислотою (лужне середовище)

Na₂CO₃

NaOH - сильна основа

H₂CO₃ – слабка кислота

рН > 7 – лужне середовище. Реакція гідролізу – оборотня.

2. Сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (кисле середовище)

ZnCl₂

Zn(OH)₂ - слабка основа

HCl – сильна кислота

рН < 7 – кисле середовище. Реакція гідролізу – оборотня.

3. Сіль утворена сильною основою і сильною кислотою (нейтральне середовище)

NaCl

NaOH - сильна основа

HCl – сильна кислота

рН = 7 – нейтральне середовище. Гідроліз не відбувається.

4. Сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою (нейтральне середовище)

ZnS

Zn(OH)₂ - слабка основа

H₂S – слабка кислота

рН = 7 – нейтральне середовище

Гідроліз відбувається до кінця і при цьому сіль взаємодіє водою і утворюється

нерозчинна основа і слабка кислота. Реакція гідролізу є необоротною.

ZnS + 2HOH → Zn(OH)₂↓ + H₂S↑

 

Вправа: Визначити рН середовища у водних розчинах таких солей:

K₂SO₃ : KOH – сильна основа; H₂SO₃ – слабка кислота

рН > 7 (лужне середовище)

 

Приклади вправ:

1. MgCl₂

2. K₂S

3. ZnSO₄

4. BaCl₂

5. CuSO₃

6. KNO₃

7. Al₂(CO₃)₃

8. K₂CO₃

9. FeBr₃

 

 

Тема 7. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва.

Тема 8. Будова атома.

На початку XIX столітті вчені класифікували хім..елементи за такими ознаками:

1. метали і неметали

2. валентністю

3. родинами або групами подібних елементів.

Менделєєв Д.І.,вивчивши всі класифікації до нього, запропонував свою класифікацію. За основу її він взяв атомну масу хімічних елементів(постійну величину на той час) і розмістив всі елементи(їх було 63, а зараз більше 110) у порядку зростання їх атомних мас. Кожному елементу він дав свій номер, який назвав порядковим номером і одержав таблицю – періодичну систему - у кожному горизонтальному рядочку (періоді) повторюються певні закономірності:

1. металічні властивості спадають;

2. неметалічні властивості зростають;

3. Валентність в оксидах цих елементів зростає від І доVIII.

4. Валентність у гідрогенових сполуках тільки неметалів спадає від IV до І;

5. Властивості гідроксидів всіх елементів змінюються від основних

Через амфотерні до кислотних.

На основі цих закономірностей Менделєєв вивів періодичний закон:

«Властивості хім.елементів, а також сполук утворених ними перебувають у періодичній залежності від їх атомних масс.»

У періодичній системі є відхилення від періодичного закону:

1. ₊₁₈Ar - ₊₁₉K

2. ₊₂₇Co - ₊₂₈Ni

3. ₊₅₂Te - ₊₅₃I

Причину цих відхилень Менделєєв вважав треба шукати в будові атомів хім..елементів.

 

Будова атома

Атом складається із позитивного ядра і негативно заряджених електронів, які рухаються навколо нього по електронних шарах (енергетичних рівнях або електронних орбіталях).

Атом⁰ = ядро⁺ + електрони^-

Позитивно заряджене ядро складається із позитивних протонів і нейтральних нейтронів.

Ядро⁺ = протони⁺ + нейтрони⁰

Позначення елементарних частинок атома:

Протони: ₊₁¹р; Нейтрони - ₀¹n; Електрони: _-1⁰е; m (е) = ------ m(р або n)

(Масою _-1⁰е можна нехтувати)

 

Вся маса атома зосереджена в ядрі і визначається масою протона і нейтрона

Сума протонів і нейтронів (n + р) називається нуклони.

Вчені відкрили, що порядковий номер елемента – це числове значення заряду ядра цього атома.

Наприклад:

_{+ 19} ³⁹К, де: 39 – відносна атомна маса, а +19 –заряд ядра атома.

Порядковий номер елемента означає:

1. числове значення заряду ядра атома;

2. кількість протонів у ядрі;

3. кількість електронів у атомі.

Наприклад:

_{+ 19} ³⁹К (19p; 19e; n = 39 -19 =20)

 

_{+ 1} ¹H (1p; 1e; 0n); _{+ 1 2} ²⁴Mg (12p; 12e; 12n)

Вчені відкрили, що майже всі елементи у природі існують у вигляді не менше двох різновидів і більше – ізотопів – це різновиди одного і того ж елемента(нуклідів), які мають одинаковий заряд ядра, але різну атомну масу. Різні нукліди одного й того ж елемента називаються – ізотопами.

Нуклід – це різновид атомів з певним числом протонів і нейтронів. (наприклад, ₊₈¹⁵О; ₊₈¹⁶О; ₊₈¹⁷О; ₊₈¹⁸О – це нукліди атома Оксигену)

Наприклад:

_{+ 1} ¹Н - Протій; _{+ 1} ²Н – Дейтерій; _{+ 1} ³Н – Тритій.

_{+ 17} ³⁵Cl і _{+ 17} ³⁷Cl

Відносна атомна маса елементів у періодичній системі – це середнє арифметичне атомних мас ізотопів цього елемента, враховуючи процент його у природі.

Існування ізотопів(нуклідів) елементів свідчить про те, що атомна маса не є постійна величина для хім..елемента, а постійною величиною є заряд ядра атома. Тому сучасне формулювання періодичного закону: «… від заряду ядра атома».

Існування ізотопів пояснює ще явище радіоактивності. Ізотопи ще відрізняються ще один від одного кількістю нейтронів у ядрі (починаючи з Полонію, кількість ізотопів збільшується до сотні і більше).

Радіоактивність – це перетворення одних елементів в інші, але при цьому виділяється такі частинки:

- α- частинки- ₂⁴Не;

- β- частинки - _-1⁰е

- ₊₁¹р; ₀¹n; γ – частинки.

Явища радіоактивності зображують ядерними реакціями:

- ₊₄₆¹¹¹Pd → ₊₄₇¹¹¹Ag + β (_{- 1}⁰е )

- ₊₈₆²²²Rn → ₈₄²¹⁸Po + α (₂⁴Не)

В основі ядерних реакцій, як і в основі хімічних перетворень лежать закони збереження маси та енергії. Тому при записі ядерних реакцій треба слідкувати, щоб сума зарядів (нижні індекси) реагентів та продуктів реакції і сумарна маса частинок (верхні індекси) до і після реакції були однакові.

Приклади ядерних реакцій:

₇¹⁴N + α = ₈¹⁷O + X (₁¹p)

 

₄⁹Be + α = ₆¹²C + X (₀¹n)

 

₉₀²³⁴Th = ₉₁²³⁴Pa + X (_-1⁰e)

 

₊₉₂²³⁸U → ₉₀²³⁴Th + X ( ₂⁴Не )

 

Завдання: Скільки різновидів молекул води може утворитися із нукліду Оксигену ¹⁶О і ізотопів Гідрогену ¹Н, ²Н, ³Н?

Відповідь: 6. ¹Н¹Н¹⁶О; ²Н²Н¹⁶О; ³Н³Н¹⁶О; ¹Н²Н¹⁶О; ¹Н³Н¹⁶О; ²Н³Н¹⁶О.

Необхідно пам’ятати:

₊₈₆²²²Rn, де: 222- ще називають нуклонне число (відносна атомна маса

або масове число)

+86 – протонне число (заряд ядра).

Будова періодичної системи

Періодична система складається з:

- 7 періодів;

- VIII груп.

Періоди – це горизонтальні рядки хім..елементів, які починаються лужним металом і закінчуються інертним газом.

Періоди поділяються на:

- малі (1 – 3)

- великі (4 – 7)

Групи -це вертикальні рядки хім..елементів. в яких містяться родини подібних елементів.

Групи поділяються на підгрупи:

- головна;

- побічна.

Головна підгрупа – це підгрупа, що містить елементи як малих так і великих періодів. Головна підгрупа позначаєтьсябуквою А(а).

Наприклад: І-А – лужні метали (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Побічна підгрупа – це підгрупа, що містить елементи тільки великих періодів. Побічна підгрупа позначаєтьсябуквою В(в).

Наприклад: І-Б – Сu, Ag, Au.

 

Види електронів

В атомі ядро відповідає за масу атома і за позитивний заряд, а електрони – за властивості атома. Хіміків в атомі цікавить більше електрони, ніж інші частинки.

Відомі такі види електронів в атомі:

1. s – електрони: максимальна кількість – 2; починають заповнюватися з першого електронного шару; мають 1 форму руху (сферичну).

2. р – електрони: максимальна кількість – 6; починають заповнюватися з другого електронного шару; мають 3 форми руху (гантелеподібну).

S і p – електрони – це електрони внутрішніх шарів і тільки зовнішнього шару.

Елементи, які містять s і p – електрони, містяться тільки в головних підгрупах.

3. d – електрони: максимальна кількість – 10; починають заповнюватися з третього електронного шару; мають 5 форм руху.

d – електрони – це електрони передостаннього шару атома.

Елементи, які містять d – електрони, містяться тільки в побічних підгрупах.

4. f – електрони: максимальна кількість – 14; починають заповнюватися з четвертого електронного шару; мають 7 форм руху.

f – електрони – це електрони передпередостаннього шару атома.

 

 

Типи форм руху різних видів електронів:

 

Номер періоду для хім.елементів означає:

1. кількість електронних шарів для всіх елементів цього періоду;

2. вказує на номер зовнішнього шару

Номер групи для хім..елементів означає:

1. валентність (найвищу) е лементів в оксидахдля всіх елементів цієї групи;

2. вказує на кількість електронівзовнішньому електронному шарі тільки для елементів головних підгруп.

Електронні та електронно- графічні формули (конфігурації) елементів.

Наприклад:

_{+ 8} ¹⁶О 1s²2s²2p⁴

 

 

_{+ 1 8} ⁴⁰Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

 

_{+ 26} ⁵⁶Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

₂₁ ⁴⁵Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹

 

 

 

Для атомів елементів характерний нормальний(стаціонарний) і збуджений стани.

Нормальний(стаціонарний) стан атома ми описуємо електронними (конфігураціями) формулами, користуючись періодичної системи.

Збуджений стан атома - це стан при якому є можливість спареним електронам тільки зовнішнього шару атома розпаровуватись на вільні електронні хмари тільки зовнішнього шару.

 

Наприклад:

 

 

_{+ 6} ¹²С 1s²2s²2p² нормальний стан

 

 

_{+ 6} ¹²С 1s²2s¹2p³ збуджений стан

 

 

Електронні формули йонів елементів записуються таким чином:

1. для катіонів елементів – від електронної формули нормального стану атома елемента віднімаємо електрони тільки від зовнішнього шару

Наприклад: написати електронну формулу(конфігурацію) йону Калію (К⁺):

_{+ 19} ³⁹К⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ нормальний стан

К⁰ - 1е → К⁺

_{+ 19} ³⁹К⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s⁰ йон - катіон

2. для аніонів елементів – до електронної формули(конфігурації) нормального стану атома елемента додаємо електрони тільки від зовнішнього шару

Наприклад: написати електронну формулу йону Хлору (Сl^-):

_{+ 17} ^35,5Cl⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ нормальний стан

Cl⁰ + 1е → Cl^-

_{+ 17} ^35,5Cl^- 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ йон - аніон

 

В елементах побічних підгруп переважно на зовнішньому шарі міститься 2 електрони, тільки для Хрому (Cr) і Купруму (Cu) тільки 1 електрон( Закон найменшої енергії ).

₊₂₄Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s ¹ 3d ⁵

₊₂₉Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s ¹ 3d ¹⁰

У періодах металічні властивості зменшуються, а неметалічні – збільшуються зліва на право.

У групах металічні властивості збільшуються, неметалічні - зменшуються

Зверху донизу.

Радіус атомів у періодах зменшується із збільшенням порядкового номеру елементів, хоч кількість електронних шарів залишається однаковою (зростає позитивний заряд ядра і загальна кількість електронів)

Радіус атомів у групах збільшується із збільшенням порядкового номеру елементів, бо зростає кількість електронних шарів. (Атом Сульфуру S⁰ має менший радіус, ніж йон Сульфуру S^{2 -} тому, що йон Сульфуру має на два електрони більше і вони мусять десь розміститсь і навпаки, атом Кальцію Ca⁰ має більший радіус, ніж йон Кальцію Ca²⁺ тому, що йон Кальцію має на два електрони менше).

Вправи: Написати електронні та електронно-графічні формули(конфігурації) в нормальному та збуджених станів таких атомів елементів, а також для йонів (катіонів та аніонів): ₊₃₃Аs, ₊₁₄Si, ₊₁₃Al, ₊₃₄Se, ₊₁₁Na, ₊₁₅P, O^2-, Al³⁺, F^-, Ca²⁺.