Несколько слов об авторе и его учебнике

Многие считают, что МГУ недоступен для "обычных" абитуриентов - надо, мол, готовиться у специальных репетиторов или хотя бы учиться в специальной школе при МГУ, например в Специализированном учебно-научном центре (СУНЦ) МГУ - интернате имени А. Н. Колмогорова.

Но преподавателям общей и неорганической химии, ведущим занятия на нескольких факультетах МГУ, известно, что хорошо подготовленные студенты приходят в Московский университет и из "неуниверситетских" школ. Например, каждый год студентами "трудных" факультетов (химического, биологического) становятся школьники, которых учил химии Соросовский учитель С. Т. Жуков (московская школа № 548, Центр образования "Царицыно"").

Сергей Тимофеевич согласился поделиться с нами своими преподавательскими секретами и любезно предоставил для публикации электронные версии своих учебных пособий.

Эти учебные пособия можно назвать уникальными. Строгая система определений сочетается в них с научной строгостью изложения. Пособия очень хороши для учащихся 11-х классов, повторяющих химию накануне выпускных и вступительных экзаменов (к тестовому Единому государственному экзамену это не относится, для него учебники слишком "умные"). Книги могут быть полезными также для студентов младших курсов, обучающихся нехимическим специальностям.

В пособиях уделено много внимания факультативным темам школьного курса химии (например, "равновесия в растворах", "комплексные соединения"), которые обычно отсутствуют в традиционных школьных учебниках. Однако задачи на данные темы регулярно используются во вступительных экзаменах по химии в МГУ (факультеты: химический, биологический, биоинженерии и биоинформатики, фундаментальной медицины, почвоведения, факультет наук о материалах).

Кроме того, пособия хорошо готовят к университетскому курсу общей и неорганической химии, который изучают первокурсники перечисленных факультетов, а также студенты-геологи и географы.

Среди особенностей учебных пособий С. Т. Жукова следует отметить строгое различение реального и формального заряда ионов при записи формул, которое для абитуриентов является, пожалуй, даже чрезмерным. Тем не менее, при электронной публикации данное различие сохраняется. Обычно школьники (и многие студенты) не подозревают, что, например, в кристалле хлорида натрия реальный заряд ионов натрия и хлора равен не 1е, а только 0,78е. Поэтому автор пособия предлагает обозначать эффективные заряды ионов знаками в кружочках: Na , Al3 .

Публикация пособий С.Т.Жукова начинается с разделов, традиционно являющихся одними из самых трудных для абитуриентов и студентов. Это темы "Равновесие" и "Равновесие в растворах". Пособия дополнены примерами задач вступительных экзаменов на соответствующие темы.

В.В.Загорский,

ст.н. сотр. кафедры общей химии Химического факультета МГУ, доцент СУНЦ МГУ, Соросовский учитель

 

Глава 1. Основные представления и понятия химии

1.1. Тела и среды. Представление о системах

Изучая в прошлом году физику, вы узнали, что мир, в котором мы живем, представляет собой мир физических тел и сред. Чем физическое тело отличается от среды? Любое физическое тело имеет форму и объем.

Например, физическими телами являются самые разнообразные предметы: алюминиевая ложка, гвоздь, бриллиант, стакан, полиэтиленовый пакет, айсберг, крупинка поваренной соли, кусок сахара, дождевая капля. А воздух? Он постоянно находится вокруг нас, но мы не видим его формы. Для нас воздух – это среда. Другой пример: для человека море – это хотя и очень большое, но все же физическое тело – оно имеет форму и объем. А для рыбы, которая в нем плавает – море – это, скорее всего, среда.

Из своего жизненного опыта вы знаете, что все, что нас с вами окружает, из чего-то состоит. Учебник, который лежит перед вами, состоит из тонких листов с текстом и более прочной обложки; будильник, который будит вас по утрам, – из множества разнообразных деталей. То есть мы можем утверждать, что учебник и будильник представляют собой систему.

Очень важно то, что составные части системы именно связаны, так как при отсутствии связей между ними любая система превратилась бы в " кучу" .

Важнейшей особенностью каждой системы является ее состав и строение. Именно от состава и строения зависят все остальные особенности системы.

Представление о системах необходимо нам для того, чтобы разобраться, из чего состоят физические тела и среды, ведь все они являются системами. (Газовые среды (газы) образуют систему только вместе с тем, что удерживает их от расширения.)

ТЕЛО, СРЕДА, СИСТЕМА, СОСТАВ СИСТЕМЫ, СТРОЕНИЕ СИСТЕМЫ.

1.Приведите несколько отсутствующих в учебнике примеров физических тел (не более пяти).

2.С какими физическими средами сталкивается в повседневной жизни лягушка?

3.Чем, на ваш взгляд, отличается физическое тело от среды?

1.2. Атомы, молекулы, вещества

Если вы заглянете в сахарницу или солонку, то увидите, что сахар и соль состоят из довольно мелких крупинок. А если посмотреть на эти крупинки через увеличительное стекло, то можно разглядеть, что каждая из них представляет собой многогранник с плоскими гранями (кристаллик). Без специальной аппаратуры нам не удастся различить, из чего состоят эти кристаллики, но современной науке хорошо известны методы, позволяющие это сделать. Эти методы и приборы, их использующие, разработаны физиками. В них используются очень сложные явления, которые мы не будем здесь рассматривать. Скажем только, что эти методы можно уподобить очень сильному микроскопу. Если рассматривать в такой " микроскоп" кристаллик соли или сахара все с большим и большим увеличением, то, в конце концов, мы обнаружим что в состав этого кристаллика входят очень маленькие частички шарообразной формы. Обычно их называют атомы (хотя это не совсем верно, более точное их название – нуклиды). Атомы входят в состав всех окружающих нас тел и сред.

Атомы – очень маленькие частицы, их размер лежит в пределах от одного до пяти ангстрем (обозначается – Аo.). Один ангстрем – это 10–10 метра. Размер кристаллика сахара приблизительно 1 мм, такой кристаллик больше любого из входящих в его состав атомов примерно в 10 миллионов раз. Чтобы лучше представить себе, насколько маленькими частичками являются атомы, рассмотрим такой пример: если яблоко увеличить до размеров земного шара, то атом, увеличенный во столько же раз, станет размером со среднее яблоко.

Несмотря на столь малые размеры, атомы представляют собой довольно сложные частицы. Со строением атомов вы познакомитесь в этом году, а пока скажем только, что любой атом состоит из атомного ядра и связанной с ним электронной оболочки, то есть тоже представляет собой систему.

В настоящее время известно чуть более ста видов атомов. Из них устойчиво около восьмидесяти. И из этих восьмидесяти видов атомов построены все окружающие нас объекты во всем их бесконечном многообразии.

Одной из важнейших особенностей атомов является их склонность соединяться друг с другом. Чаще всего при этом образуются молекулы.

Молекула может содержать от двух до нескольких сотен тысяч атомов. При этом маленькие молекулы (двухатомные, трехатомные...) могут состоять и из одинаковых атомов, а большие, как правило, состоят из разных атомов. Так как молекула состоит из нескольких атомов и эти атомы связаны, молекула представляет собой систему.В твердых и жидких телах молекулы связаны друг с другом, а в газах – не связаны.

Связи между атомами называются химическими связями, а связи между молекулами – межмолекулярными связями.

Связанные между собой молекулы образуют вещества.

Вещества, состоящие из молекул, называются молекулярными веществами. Так, вода состоит из молекул воды, сахар – из молекул сахарозы, а полиэтилен – из молекул полиэтилена.

Кроме этого,многие вещества состоят непосредственно из атомов или других частиц и не содержат в своем составе молекул. Например, не содержат молекул алюминий, железо, алмаз, стекло, поваренная соль. Такие вещества называются немолекулярными.

В немолекулярных веществах атомы и другие химические частицы, как и в молекулах, связаны между собой химическими связями.Деление веществ на молекулярные и немолекулярные – это классификация веществ по типу строения.

Принимая, что связанные между собой атомы сохраняют шарообразную форму, можно построить объемные модели молекул и немолекулярных кристаллов. Примеры таких моделей приведены на рис. 1.1.

Большинство веществ обычно находится в одномиз трех агрегатных состояний: твердом, жидком или газообразном. При нагревании или охлаждении молекулярные вещества могут переходить из одного агрегатного состояния в другое. Такие переходы схематически показаны на рис. 1.2.

Переход немолекулярного вещества из одного агрегатного состояния в другое может сопровождаться изменением типа строения. Чаще всего это явление происходит при испарении немолекулярных веществ.

При плавлении,кипении,конденсации и тому подобных явлениях, происходящих с молекулярными веществами, молекулы веществ не разрушаются и не образуются. Рвутся или образуются только межмолекулярные связи. Например, лед при плавлении превращается в воду, а вода при кипении – в водяной пар. Молекулы воды при этом не разрушаются, и, следовательно, как вещество вода остается неизменной. Таким образом, во всех трех агрегатных состояниях это одно и то же вещество – вода.

Но далеко не все молекулярные вещества могут существовать во всех трех агрегатных состояниях. Многие из них при нагревании разлагаются, то есть превращаются в другие вещества, при этом разрушаются их молекулы. Например, целлюлоза (основная составная часть древесины и бумаги) при нагревании не плавится, а разлагается. Ее молекулы разрушаются, а из "осколков" образуются совсем другие молекулы.

Итак, молекулярное вещество остается самим собой, то есть химически неизменным, до тех пор, пока сохраняются неизменными его молекулы.

Но вы знаете, что молекулы находятся в постоянном движении. И атомы, из которых состоят молекулы, тоже движутся (колеблются). При повышении температуры колебания атомов в молекулах усиливаются. Можем ли мы сказать, что молекулы остаются полностью неизменными? Конечно, нет! Что же тогда остается неизменным? Ответ на этот вопрос – в одном из следующих параграфов.

АТОМ (НУКЛИД), МОЛЕКУЛА, ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ, МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СВЯЗИ, МОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЕЩЕСТВО, НЕМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЕЩЕСТВО, ТИП СТРОЕНИЯ,АГРЕГАТНОЕ СОСТОЯНИЕ.

1.Какие связи прочнее: химические или межмолекулярные?

2.В чем отличие твердого, жидкого и газообразного состояний друг от друга? Как движутся молекулы в газе, жидкости и твердом теле?

3.Приходилось ли вам наблюдать процессы плавления каких-либо веществ (кроме льда)? А кипения (кроме воды)?

4.В чем особенности этих процессов? Приведите известные вам примеры сублимации твердых веществ.

5.Приведите примеры известных вам веществ, которые могут находиться а) во всех трех агрегатных состояниях; б) только в твердом или жидком состоянии; в) только в твердом состоянии.

1.3. Химические элементы

Как вы уже знаете, атомы бывают одинаковые и разные. Чем разные атомы отличаются друг от друга по строению, вы скоро узнаете, а пока скажем только, что разные атомы отличаются химическим поведением, то есть своей способностью соединяться друг с другом, образуя молекулы (или немолекулярные вещества).

Иными словами, химические элементы – это те самые виды атомов, которые упоминались в предыдущем параграфе.

Каждый химический элемент имеет свое название, например: водород, углерод, железо и так далее. Кроме того, каждому элементу присвоен еще и свой символ. Эти символы вы видите, например, в " Таблице химических элементов" в школьном кабинете химии.

Химический элемент – абстрактная совокупность. Так называют любое число атомов данного вида, причем атомы эти могут находиться где угодно, например: один – на Земле, а другой – на Венере. Химический элемент нельзя ни увидеть, ни пощупать руками. Атомы, образующие химический элемент, могут быть как связаны, так и не связаны друг с другом. Следовательно, химический элемент не является ни веществом, ни материальной системой.

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ, СИМВОЛ ЭЛЕМЕНТА.

1.Дайте определение понятия "химический элемент" с использованием слов "вид атомов".

2.Сколько значений имеет слово "железо" в химии? Какие это значения?

1.4. Классификация веществ

Прежде чем приступать к классификации любых объектов, необходимо выбрать признак, по которому вы будете проводить эту классификацию (классификационный признак). Например, раскладывая по коробочкам груду карандашей, вы можете руководствоваться их цветом, формой, длиной, твердостью или чем-нибудь еще. Выбранная характеристика и будет классификационным признаком. Вещества – намного более сложные и разнообразные объекты, чем карандаши, поэтому и классификационных признаков здесь значительно больше.

Все вещества (а вы уже знаете, что вещество – это система) состоят из частиц. Первый классификационный признак – наличие (или отсутствие) в этих частицах атомных ядер. По этому признаку все вещества делятся на химические вещества и физические вещества.

Такими частицами (а их называют химическими частицами) могут быть атомы (частицы с одним ядром), молекулы (частицы с несколькими ядрами), немолекулярные кристаллы (частицы с множеством ядер) и некоторые другие. Любая химическая частица, помимо ядер или ядра, содержит еще и электроны.

Кроме химических веществ, в природе существуют и другие вещества. Например: вещество нейтронных звезд, состоящее из частиц, называемых нейтронами; потоки электронов, нейтронов и других частиц. Такие вещества называют физическими.

На Земле с физическими веществами вы практически никогда не сталкиваетесь.

По типу химических частиц или по типу строения все химические вещества делятся на молекулярные и немолекулярные, это вы уже знаете.

Вещество может состоять из одинаковых по составу и строению химических частиц – в этом случае его называют чистым, или индивидуальным, веществом. Если же частицы разные, то – смесью.

Это относится как к молекулярным, так и к немолекулярным веществам. Например, молекулярное вещество " вода" состоит из одинаковых по составу и строению молекул воды, а немолекулярное вещество " поваренная соль" состоит из одинаковых по составу и строению кристалликов поваренной соли.

Большинство природных веществ представляет собой смеси. Например, воздух – смесь молекулярных веществ " азота" и " кислорода" с примесями других газов, а горная порода " гранит" – смесь немолекулярных веществ " кварца" , "полевого шпата" и " слюды" также с различными примесями.

Индивидуальные химические вещества часто называют просто веществами.

Химические вещества могут содержать атомы только одного химического элемента или атомы разных элементов. По этому признаку вещества делят на простые и сложные.

Например, простое вещество " кислород" состоит из двухатомных молекул кислорода, а в состав вещества " кислород" входят только атомы элемента кислорода. Другой пример: простое вещество " железо" состоит из кристаллов железа, а в состав вещества " железо" входят только атомы элемента железа. Исторически сложилось так, что обычно простое вещество имеет то же название, что и элемент, атомы которого входят в состав этого вещества.

Однако некоторые элементы образуют не одно, а несколько простых веществ. Например, элемент кислород образует два простых вещества: " кислород" , состоящий из двухатомных молекул, и " озон" , состоящий из трехатомных молекул. Элемент углерод образует два широко известных немолекулярных простых вещества: алмаз и графит. Такое явление называется аллотропией.

Эти простые вещества называются аллотропными модификациями. Они одинаковы по качественному составу, но отличаются друг от друга строением.

Так, сложное вещество " вода"состоит из молекул воды, которые, в свою очередь, состоят из атомов водорода и кислорода. Следовательно, атомы водорода и атомы кислорода входят в состав воды. Сложное вещество " кварц" состоит из кристаллов кварца, кристаллы кварца состоят из атомов кремния и атомов кислорода, то есть атомы кремния и атомы кислорода входят в состав кварца. Конечно, в состав сложного вещества могут входить атомы и более чем двух элементов.

Сложные вещества иначе называют соединениями.

Примеры простых и сложных веществ, а также их тип строения приведены в таблице 1.

Таблица I. Простые и сложные вещества молекулярного (м) и немолекулярного (н/м) типа строения

На рис. 1.3 показана схема классификации веществ по изученным нами признакам: по наличию ядер в образующих вещество частицах, по химической индивидуальности веществ, по содержанию атомов одного или нескольких элементов и по типу строения. Схема дополнена делением смесей на механические смеси и растворы, здесь классификационный признак – структурный уровень, на котором перемешаны частицы.

Как и индивидуальные вещества, растворы могут быть твердыми, жидкими (обычно называются просто " растворы" ) и газообразными (называются смесями газов). Примеры твердых растворов: ювелирный сплав золота с серебром, драгоценный камень рубин. Примеры жидких растворов вам хорошо известны: это, например, раствор поваренной соли в воде, столовый уксус (раствор уксусной кислоты в воде). Примеры газообразных растворов: воздух, кислородно-гелиевые смеси для дыхания аквалангистов и др.

ХИМИЧЕСКОЕ ВЕЩЕСТВО, ИНДИВИДУАЛЬНОЕ ВЕЩЕСТВО, СМЕСЬ, ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО, СЛОЖНОЕ ВЕЩЕСТВО, АЛЛОТРОПИЯ, РАСТВОР.

1.Приведите не менее трех примеров индивидуальных веществ и столько же примеров смесей.

2.С какими простыми веществами вы постоянно сталкиваетесь в жизни?

3.Какие из приведенных вами в качестве примера индивидуальных веществ относятся к простым веществам, а какие к сложным?

4.В каких из следующих предложений речь идет о химическом элементе, а в каких – о простом веществе?

а) Атом кислорода столкнулся с атомом углерода.

б) В состав воды входят водород и кислород.

в) Смесь водорода с кислородом взрывоопасна.

г) Самый тугоплавкий металл – вольфрам.

д) Кастрюля сделана из алюминия.

е) Кварц – соединение кремния с кислородом.

ж) Молекула кислорода состоит из двух атомов кислорода.

з) Медь, серебро и золото известны людям с глубокой древности.

5.Приведите пять примеров известных вам растворов.

6.Каково, по вашему мнению, внешнее отличие механической смеси от раствора?

1.5. Характеристики и свойства веществ. Разделение смесей

Каждый из объектов материальной системы (кроме элементарных частиц) сам является системой, то есть состоит из других, более мелких, объектов, связанных между собой. Итак, любая система сама является сложным объектом, а почти все объекты представляют собой системы. Например, важная для химии система – молекула – состоит из атомов, связанных между собой химическими связями (о природе этих связей вы узнаете, изучив главу 7). Другой пример: атом. Он также представляет собой материальную систему, состоящую из атомного ядра и связанных с ним электронов (о природе этих связей вы узнаете, изучив главу 3).

Каждый объект можно более или менее подробно описать или охарактеризовать, то есть перечислить его характеристики.

Характеристиками, в частности, являются состав и стоение.

Среди множества характеристик объекта особую группу образуют его свойства.

В химии объектами являются, прежде всего, вещества. Химические вещества бывают самые разнообразные:жидкие и твердые, бесцветные и окрашенные, легкие и тяжелые, активные и инертные и так далее. Одно вещество от другого отличается по целому ряду признаков, которые, как вы знаете, называются характеристиками.

Существуют самые разнообразные характеристики веществ: агрегатное состояние, цвет, запах, плотность, способность плавиться, температура плавления, способность разлагаться при нагревании, температура разложения, гигроскопичность (способность поглощать влагу), вязкость, способность взаимодействовать с другими веществами и многие другие. Важнейшие из этих характеристик – состав и строение. Именно от состава и строения вещества зависят все его остальные характеристики, в том числе и свойства.

Различают качественный состав и количественный состав вещества.

Чтобы описать качественный состав вещества, перечисляют, атомы каких элементов входят в состав этого вещества.

При описании количественного состава молекулярного вещества указывают атомы каких элементов и в каком количестве образуют молекулу данного вещества.

При описании количественного состава немолекулярного вещества указывают отношение числа атомов каждого из элементов, входящих в состав этого вещества.

Под строением вещества понимают а) последовательность соединения между собой атомов, образующих данное вещество; б) характер связей между ними и в) взаимное расположение атомов в пространстве.

Теперь вернемся к вопросу, которым закончили параграф 1.2: что же остается неизменным в молекулах, если молекулярное вещество остается самим собой? Сейчас мы уже можем ответить на этот вопрос: неизменным в молекулах остается их состав и строение. А раз так, то можно уточнить и вывод, сделанный нами в параграфе 1.2:

Вещество остается самим собой, то есть химически неизменным, до тех пор, пока сохраняются неизменными состав и строение его молекул (для немолекулярных веществ – пока сохраняется его состав и характер связей между атомами ).

Как и для других систем, среди характеристик веществ в особую группу выделяются свойства веществ, то есть их способность изменяться в результате взаимодействия с другими телами или веществами, а также в результате взаимодействия составных частей данного вещества.

Второй случай довольно редкий, поэтому свойства вещества можно определить как способность этого вещества определенным образом изменяться при каком-либо внешнем воздействии. А так как внешние воздействия могут быть самыми разнообразными (нагревание, сжатие, погружение в воду, смешивание с другим веществом и тому подобное) то и изменения они могут вызвать тоже различные. При нагревании твердое вещество может расплавиться, а может и разложиться без плавления, превратившись в другие вещества. Если вещество при нагревании плавится, то мы говорим, что оно обладает способностью плавиться. Это свойство данного вещества (оно проявляется, например, у серебра и отсутствует у целлюлозы). Также и жидкость при нагревании может закипеть, а может и не закипеть, а тоже разложиться. Это – способность кипеть (она проявляется, например, у воды и отсутствует у расплавленного полиэтилена). Погруженное в воду вещество может раствориться в ней, а может и не раствориться, это свойство – способность растворяться в воде. Бумага, поднесенная к огню, на воздухе загорается, а золотая проволока – нет, то есть бумага (вернее, целлюлоза) проявляет способность гореть на воздухе, а золотая проволока не обладает этим свойством. Различных свойств у веществ очень много.

Способность плавиться, способность кипеть, способность деформироваться и тому подобные свойства относятся к физическим свойствам вещества.

Способность реагировать с другими веществами, способность разлагаться, а иногда и способность растворяться относятся к химическим свойствам вещества.

Другая группа характеристик веществ – количественные характеристики. Из характеристик, приведенных в начале параграфа, количественными являются плотность, температура плавления, температура разложения, вязкость. Все они представляют собой физические величины. В курсе физики вы познакомились с физическими величинами в седьмом классе и продолжаете их изучать. Важнейшие физические величины, используемые в химии, вы будете подробно изучать в этом году.

Среди характеристик вещества есть такие, которые не являются ни свойствами, ни количественными характеристиками, но имеют очень большое значение при описании вещества. К ним относятся состав, строение, агрегатное состояние и другие характеристики.

Каждое индивидуальное вещество имеет свой собственный набор характеристик, причем количественные характеристики такого вещества постоянны. Например, чистая вода при нормальном давлении кипит ровно при 100 o С, этиловый спирт при этих же условиях кипит при 78 o С. И вода, и этиловый спирт – индивидуальные вещества. А бензин, например, являясь смесью нескольких веществ, не имеет определенной температуры кипения (кипит в некотором интервале температур).

Различия в физических свойствах и других характеристиках веществ позволяют разделять состоящие из них смеси.

Для разделения смесей на составляющие их вещества используют разнообразные физические методы разделения, например: отстаивание с декантацией (сливанием жидкости с осадка), фильтрование (процеживание), выпаривание, магнитную сепарацию (разделение с помощью магнита) и многие другие методы. С некоторыми из этих методов вы познакомитесь практически.

ХАРАКТЕРИСТИКИ ВЕЩЕСТВА, КАЧЕСТАВЕННЫЙ СОСТАВ, КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ СОСТАВ, СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА, СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВА, ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА, ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

1.Опишите как систему

а) любой хорошо известный вам объект,

б) Солнечную систему. Укажите составные части этих систем и характер связей между составными частями.

2.Приведите примеры систем, состоящих из одних и тех же составных частей, но имеющих разное строение

3.Перечислите как можно больше характеристик какого-нибудь бытового предмета, например, карандаша (как системы!). Какие из этих характеристик являются свойствами?

4.Что такое характеристика вещества? Приведите примеры.

5.Что такое свойство вещества? Приведите примеры.

6.Далее приведены наборы характеристик трех веществ. Все эти вещества вам хорошо известны. Определите, о каких веществах идет речь

а) Твердое бесцветное вещество с плотностью 2,16 г/см3 образует прозрачные кристаллы кубической формы, без запаха, растворимо в воде, водный раствор имеет соленый вкус, при нагревании до 801o С плавится, а при 1465o С кипит, в умеренных дозах для человека не ядовито.

б) Твердое вещество оранжево-красного цвета с плотностью 8,9 г/см3, кристаллы на глаз неразличимы, поверхность блестящая, в воде не растворяется, очень хорошо проводит электрический ток, пластично (легко вытягивается в проволоку), при 1084o С плавится, а при 2540o С кипит, на воздухе постепенно покрывается рыхлым бледно-сине-зеленым налетом.

в) Прозрачная бесцветная жидкость с резким запахом, плотность 1,05 г/см3, с водой смешивается во всех отношениях, водные растворы имеют кислый вкус, в разбавленных водных растворах для человека не ядовита, используется как приправа к пище, при охлаждении до –17o С затвердевает, а при нагревании до 118o С кипит, разъедает многие металлы. 7.Какие из приведенных в трех предыдущих примерах характеристики представляют собой а) физические свойства, б) химические свойства, в) значения физических величин.

8.Составьте самостоятельно перечни характеристик еще двух известных вам веществ.

Разделение веществ методом фильтрования.

1.6. Физические и химические явления. Химические реакции

Все то, что происходит с участием физических объектов, называется явлениями природы. К ним относятся и переходы веществ из одного агрегатного состояния в другое, и разложение веществ при нагревании, и взаимодействия их между собой.

При плавлении, кипении, сублимации, перетекании жидкости, изгибе твердого тела и других подобных явлениях молекулы веществ не изменяются.

А что происходит, например, при горении серы?

При горении серы молекулы серы и молекулы кислорода изменяются: превращаются в молекулы диоксида серы (см. рис. 1.4). Обратите внимание, что и общее число атомов, и число атомов каждого из элементов при этом остается неизменным.

Следовательно, существует два типа явлений природы:

1) явления, при которых молекулы веществ не изменяются – физические явления;

2) явления, при которых молекулы веществ изменяются – химические явления.

Что же происходит с веществами при этих явлениях?

В первом случае молекулы сталкиваются и разлетаются, не изменившись; во втором – молекулы, столкнувшись, реагируют друг с другом, при этом одни молекулы (старые) разрушаются, адругие (новые) образуются.

Что же изменяется в молекулах при химических явлениях?

В молекулах атомы связаны прочными химическими связями в единую частицу (в немолекулярных веществах – в единый кристалл). Природа атомов в химических явлениях не меняется, то есть атомы друг в друга не превращаются. Число атомов каждого элемента тоже не меняется (атомы не исчезают и не появляются). Что же изменяется? Связи между атомами! Точно так же и в немолекулярных веществах при химических явлениях изменяются связи между атомами. Изменение связей обычно сводится к их разрыву и последующему образованию новых связей. Например, при горении серы на воздухе разрываются связи между атомами серы в молекулах серы и между атомами кислорода в молекулах кислорода, а образуются связи между атомами серы и кислорода в молекулах диоксида серы.

Появление новых веществ обнаруживается по исчезновению характеристик реагирующих веществ и появлению новых характеристик, присущих продуктам реакции. Так при горении серы желтый порошок серы превращается в газ с резким неприятным запахом, а при горении фосфора образуются клубы белого дыма, состоящего из мельчайших частичек оксида фосфора.

Итак, химические явления сопровождаются разрывом и образованием химических связей, следовательно, химия как наука изучает явления природы, при которых происходит разрыв и образование химических связей (химические реакции),сопровождающие их физические явления и, естественно, химические вещества, участвующие в этих реакциях.

Чтобы изучать химические явления (то есть химию), нужно сначала изучитьсвязи между атомами (что это такое, какие они бывают, в чем их особенности). Но связи-то образуются между атомами.Следовательно, необходимо прежде всего изучить сами атомы, точнее, строение атомов разных элементов.

Таким образом, в 8-м и 9-м классах вы изучите

1) строение атомов;

2) химические связи и строение веществ;

3) химические реакции и процессы, их сопровождающие;

4) свойства важнейших простых веществ и соединений.

Кроме того, за это время вы познакомитесь с важнейшими физическими величинами, используемыми в химии, и с соотношениями между ними, а также научитесь проводить основные химические расчеты.

ФИЗИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ, ХИМИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ (ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ).

1.С какими химическими явлениями вы сталкивались при изучении географии?

2.Приведите примеры химических явлений, с которыми вы познакомились, изучая биологию (ботанику)?

3.Приведите примеры других известных вами физических и химических явлений.

4.Какие явления Природы вы затрудняетесь отнести к физическим или химическим?

Наблюдение за горением свечи.

1.7. Место химии среди других наук и ее значение в жизни человека

Химия – одна из естественных наук, то есть наук, изучающих объекты и явления природы. Другое название этих наук – естествознание. К естественным наукам относится физика, химия, биология, физическая география, астрономия и некоторые другие науки.

Составными частями химических веществ, своего рода " кирпичиками" , из которых они построены, являются химические частицы, а это прежде всего атомы и молекулы. Их размеры лежат в интервале длин порядка 10-10 – 10-6метра (смотри рис. 1.5).

Частицы меньших размеров и их взаимодействия изучает физика, эти частицы называются микрофизическимичастицами. Процессы, в которых принимают участие частицы и тела больших размеров, опять же изучаются физикой. Природные объекты, образующие поверхность Земли, изучает физическая география. Размеры таких объектов – от нескольких метров (например, ширина реки) до 40 тысяч километров (длина земного экватора). Планеты, звезды, галактики и явления, с ними происходящие, изучает астрономия и астрофизика. Строение Земли изучает геология. Еще одна естественная наука – биология – изучает населяющие Землю живые организмы. По сложности своего строения (но не по сложности понимания характера взаимодействий) самыми простыми являются микрофизические объекты. Далее следуют химические частицы и образованные из них вещества. Биологические объекты (клетки, их " детали" , сами живые организмы) образованы из химических веществ, и, следовательно, их строение еще более сложное. То же относится и к геологическим объектам, например, горным породам, состоящим из минералов (химических веществ).

Все естественные науки при изучении природы опираются на физические законы. Физические законы – это наиболее общие законы природы, которым подчиняются все материальные объекты, в том числе и химические частицы. Следовательно, химия, изучая атомы, молекулы, химические вещества и их взаимодействия, должна в полном объеме использовать законы физики. В свою очередь, биология и геология, изучая " свои" объекты, обязаны использовать не только законы физики, но и химические законы.

Таким образом, становится ясно, какое место среди близких естественных наук занимает химия. Это место схематически показано на рисунке 1.6.

Особенно тесно связана химия с физикой. Ведь даже одни и те же объекты (атомы, молекулы, кристаллы, газы, жидкости) изучают обе эти науки.

Еще в XVIII веке тесную связь этих двух естественных наук заметил и использовал в своей работе знаменитый русский ученый Михаил Васильевич Ломоносов (1711 – 1765), который писал: " Химик без знания физики подобен человеку, который всего искать должен ощупом. И сии две науки так соединены между собою, что одна без другой в совершенстве быть не могут".

Теперь уточним, что же химия дает нам как потребителям?

Прежде всего, химия является основой химической технологии – прикладной науки, разрабатывающей промышленные процессы получения самых разнообразных химических веществ. А таких веществ человечество использует великое множество. Это минеральные удобрения и лекарства, металлы и витамины, топливо и пластмассы, компоненты строительных материалов и взрывчатых веществ и многое, многое другое.

С другой стороны, в состав человеческого организма входит огромное количество различных химических веществ. Знание химии помогает биологам разобраться в их взаимодействиях, познать причины протекания тех или иных биологических процессов. А это, в свою очередь, позволяет медицине эффективнее сохранять здоровье людей, лечить болезни и, в конце концов, продлевать человеческую жизнь.

И, наконец, химия – просто очень интересная наука. В ней далеко еще не все изучено, и остается широкий простор для применения талантов новых поколений ученых.А вообще-то, в современном мире не осталось практически ни одной области деятельности, в которой человек в той или иной степени не сталкивался бы с химией.

 

Глава 2. Основы химического языка и первоначальные сведения о классификации индивидуальных химических веществ

2.1. Химический язык и его части

Человечество использует много разных языков. Кроме естественных языков (японского, английского, русского – всего более 2,5 тысяч), существуют еще и искусственные языки, например, эсперанто. Среди искусственных языков выделяются языки различных наук. Так, в химии используется свой, химический язык.

Химический язык – система условных обозначений и понятий, предназначенная для краткой, ёмкой и наглядной записи и передачи химической информации.

Сообщение, написанное на большинстве естественных языков, делится на предложения, предложения – на слова, а слова – на буквы. Если предложения, слова и буквы мы назовем частями языка, то тогда мы сможем выделить аналогичные части и в химическом языке (таблица 2).

Таблица 2.Части химического языка

Любым языком овладеть сразу невозможно, это относится и к химическому языку. Поэтому пока вы познакомитесь только с основами этого языка: выучите некоторые " буквы" , научитесь понимать смысл " слов" и" предложений" . В конце этой главы вы познакомитесь с названиями химических веществ – неотъемлемой частью химического языка. По мере изучения химии ваше знание химического языка будет расширяться и углубляться.

ХИМИЧЕСКИЙ ЯЗЫК.

1.Какие искусственные языки вы знаете (кроме названных в тексте учебника)?

2.Чем естественные языки отличаются от искусственных?

3.Как вы думаете, можно ли при описании химических явлений обходиться без использования химического языка? Если нет, то почему? Если да, то в чем будут заключаться преимущества, а в чем недостатки такого описания?

2.2. Символы химических элементов

Символ химического элемента обозначает сам элемент или один атом этого элемента.

Каждый такой символ представляет собой сокращенное латинское название химического элемента, состоящее из одной или двух букв латинского алфавита (латинский алфавит см. в приложении 1). Символ пишется с прописной буквы. Символы, а также русские и латинские названия некоторых элементов, приведены в таблице 3. Там же даны сведения о происхождении латинских названий. Общего правила произношения символов не существует, поэтому в таблице 3 приводится и " чтение" символа, то есть, как этот символ читается в химической формуле.

Заменять символом название элемента в устной речи нельзя, а в рукописных или печатных текстах это допускается , но не рекомендуется.В настоящее время известно 110 химических элементов, у 109 из них есть названия и символы, утвержденные Международным союзом теоретической и прикладной химии (ИЮПАК).

В таблице 3 приведена информация только о 33 элементах. Это те элементы, которые при изучении химии вам встретятся в первую очередь. Русские названия (в алфавитном порядке) и символы всех элементов приведены в приложении 2.

Таблица 3. Названия и символы некоторых химических элементов

2.3. Химические формулы

Для обозначения химических веществ используют химические формулы.

Для молекулярных веществ химическая формула может обозначать и одну молекулу этого вещества.

Информация о веществе может быть разной, поэтому существуют разные типы химических формул.

В зависимости от полноты информации химические формулы делятся на четыре основных типа: простейшие, молекулярные, структурные и пространственные.

Подстрочные индексы в простейшейформуле не имеют общего делителя.

Индекс " 1" в формулах не ставится.

Примеры простейших формул: вода – Н2О, кислород – О, сера – S, оксид фосфора – P2O5, бутан – C2H5, фосфорная кислота – H3PO4, хлорид натрия (поваренная соль) – NaCl.

Простейшая формула воды (Н2О) показывает, что в состав воды входит элемент водород (Н) и элемент кислород (О), причем в любой порции (порция – часть чего-либо, что может быть разделено без утраты своих свойств.) воды число атомов водорода в два раза больше числа атомов кислорода.

Число частиц, в том числе и число атомов, обозначается латинской буквой N. Обозначив число атомов водорода – NH, а число атомов кислорода – NO, мы можем записать, что

, или NH : NO = 2 : 1.

Простейшая формула фосфорной кислоты (Н3РО4) показывает, что в состав фосфорной кислоты входят атомы водорода, атомы фосфора и атомы кислорода, причем отношение чисел атомов этих элементов в любой порции фосфорной кислоты равно 3:1:4, то есть

NH : NP : NO = 3 : 1 : 4.

Простейшая формула может быть составлена для любого индивидуального химического вещества, а для молекулярного вещества, кроме того, может быть составлена молекулярная формула.

Примеры молекулярных формул: вода – H2O, кислород – O2, сера – S8, оксид фосфора – P4O10, бутан – C4H10, фосфорная кислота – H3PO4.

У немолекулярных веществ молекулярных формул нет.

Последовательность записи символов элементов в простейших и молекулярных формулах определяется правилами химического языка, с которыми вы познакомитесь по мере изучения химии. На информацию, передаваемую этими формулами, последовательность символов влияния не оказывает.

Из знаков, отражающих строение веществ, мы будем использовать пока только валентный штрих (" черточку" ). Этот знак показывает наличие между атомами так называемой ковалентной связи (что это за тип связи и каковы его особенности, вы скоро узнаете).

В молекуле воды атом кислорода связан простыми (одинарными) связями с двумя атомами водорода, а атомы водорода между собой не связаны. Именно это наглядно показывает структурная формула воды.

Другой пример: молекула серы S8. В этой молекуле 8 атомов серы образуют восьмичленный цикл, в котором каждый атом серы связан с двумя другими атомами простыми связями. Сравните структурную формулу серы с объемной моделью ее молекулы, показанной на рис. 3. Обратите внимание на то, что структурная формула серы не передает форму ее молекулы, а показывает только последовательность соединения атомов ковалентными связями.

Структурная формула фосфорной кислоты показывает, что в молекуле этого вещества один из четырех атомов кислорода связан только с атомом фосфора двойной связью, а атом фосфора, в свою очередь, связан еще с тремя атомами кислорода простыми связями. Каждый из этих трех атомов кислорода, кроме того, связан простой связью с одним из трех имеющихся в молекуле атомов водорода.

Сравните приведенную ниже объемную модель молекулы метана с его пространственной, структурной и молекулярной формулой:

В пространственной формуле метана клиновидныевалентные штрихи как бы в перспективе показывают, какой из атомов водорода находится " ближе к нам" , а какой " дальше от нас" .

Иногда в пространственной формуле указывают длины связей и значения углов между связями в молекуле, как это показано на примере молекулы воды.

Немолекулярные вещества не содержат молекул. Для удобства проведения химических расчетов в немолекулярном веществе выделяют так называемую формульную единицу.

Примеры состава формульных единиц некоторых веществ: 1) диоксид кремния (кварцевый песок, кварц) SiO2 – формульная единица состоит из одного атома кремния и двух атомов кислорода; 2) хлорид натрия (поваренная соль) NaCl – формульная единица состоит из одного атома натрия и одного атома хлора; 3) железо Fe – формульная единица состоит из одного атома железа.Как и молекула, формульная единица – наименьшая порция вещества, сохраняющая его химические свойства.

Таблица 4

Информация, передаваемая формулами разных типов

Рассмотрим теперь на примерах, какую информацию дают нам формулы разных типов.

1. Вещество: уксусная кислота. Простейшая формула – СН2О, молекулярная формула – C2H4O2, структурная формула

Простейшая формула говорит нам, что

1) в состав уксусной кислоты входит углерод, водород и кислород;

2) в этом веществе число атомов углерода относится к числу атомов водорода и к числу атомов кислорода, как 1:2:1, то есть NH : NC :NO = 1:2:1.

Молекулярная формула добавляет, что

3) в молекуле уксусной кислоты – 2 атома углерода, 4 атома водорода и 2 атома кислорода.

Структурная формула добавляет, что

4, 5) в молекуле два атома углерода связаны между собой простой связью; один из них, кроме этого, связан с тремя атомами водорода, с каждым простой связью, а другой – с двумя атомами кислорода, с одним – двойной связью, а с другим – простой; последний атом кислорода связан еще простой связью с четвертым атомом водорода.

2. Вещество: хлорид натрия. Простейшая формула – NaCl.

1) В состав хлорида натрия входит натрий и хлор.

2) В этом веществе число атомов натрия равно числу атомов хлора.

3. Вещество: железо. Простейшая формула – Fe.

1) В состав этого вещества входит только железо, то есть это простое вещество.

4. Вещество: триметафосфорная кислота. Простейшая формула – HPO3, молекулярная формула – H3P3O9, структурная формула

1) В состав триметафосфорной кислоты входит водород, фосфор и кислород.

2) NH : NP :NO = 1:1:3.

3) Молекула состоит из трех атомов водорода, трех атомов фосфора и девяти атомов кислорода.

4, 5) Три атома фосфора и три атома кислорода, чередуясь, образуют шестичленный цикл. Все связи в цикле простые. Каждый атом фосфора, кроме того, связан еще с двумя атомами кислорода, причем с одним – двойной связью, а с другим – простой. Каждый из трех атомов кислорода, связанных простыми связямис атомами фосфора, связан еще простой связью с атомом водорода.

Таблица 5. Примеры формул разных типов для некоторых веществ

ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА, ПРОСТЕЙШАЯ ФОРМУЛА , МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФОРМУЛА, СТРУКТУРНАЯ ФОРМУЛА, ПРОСТРАНСТВЕННАЯ ФОРМУЛА, ФОРМУЛЬНАЯ ЕДИНИЦА.

1.Что вы можете сказать о веществах со следующими простейшими формулами: CO2, СН2О, Al2O3?

2.Какую информацию вы получаете, глядя на следующие молекулярные формулы: H2SO4, COCl2, C3H6O?

3.Для веществ со структурными формулами

составьте молекулярные и простейшие формулы. Какую информацию об этих веществах сообщили вам эти формулы? Достаточно ли для идентификации каждого из этих веществ простейшей формулы? А молекулярной?

4.Запишите информацию о последовательности соединения атомов в молекуле и кратности связей для молекул следующих веществ:

пероксид водорода H — O — O — H

дисерная кислота

ацетон

5.Отношение чисел атомов элементов в немолекулярном веществе NFe : NS : NO = 2 : 3 : 12.

Определите состав формульной единицы этого вещества.

6.Пространственная формула пероксида водорода

Какими количественными характеристиками ее нужно снабдить для полного описания строения молекулы этого вещества?

7.Внимательно прочитайте текст параграфа и определите, где при упоминании кислорода, водорода, серы, фосфора, углерода и т. п. имеется в виду химический элемент с таким названием, а где – простое вещество.

 

Глава 3.Электрические явления

3.1. Электрический заряд

Еще в древности люди обратили внимание на то, что потертый шерстью кусочек янтаря начинает притягивать к себе различные мелкие предметы: пылинки, ниточки и тому подобное. Вы сами можете легко убедиться, что пластмассовая расческа, потертая о волосы, начинает притягивать небольшие кусочки бумаги. Это явление называется электризацией, а силы, действующие при этом – электрическими силами. Оба названия происходят от греческого слова " электрон" , что означает " янтарь" .

При трении расчески о волосы или эбонитовой палочки о шерсть предметы заряжаются, на них образуются электрические заряды. Заряженные тела взаимодействуют друг с другом и между ними возникают электрические силы.

Электризоваться трением могут не только твердые тела, но и жидкости, и даже газы.

При электризации тел вещества, из которых состоят электризующиеся тела, в другие вещества не превращаются. Таким образом, электризация – физическое явление.

Существует два разных рода электрических зарядов. Совершенно условно они названы " положительным" зарядом и " отрицательным" зарядом (а можно было бы назвать их " черный" и " белый" , или " прекрасный" и " ужасный" , или как-то иначе).

Положительно заряженными называют тела, которые действуют на другие заряженные предметы так же, как стекло, наэлектризованное трением о шелк.

Отрицательно заряженными называют тела, которые действуют на другие заряженные предметы так же, как сургуч, наэлектризованный трением о шерсть.

Основное свойство заряженных тел и частиц: одноименно заряженные тела и частицы отталкиваются, а разноименно заряженные – притягиваются. В опытах с источниками электрических зарядов вы познакомитесь и с некоторыми другими свойствами этих зарядов: заряды могут " перетекать" с одного предмета на другой, накапливаться, между заряженными телами может происходить электрический разряд и так далее. Подробно эти свойства вы изучите в курсе физики.

3.2. Закон Кулона

Электрический заряд (Q или q) – физическая величина, он может быть больше или меньше, и, следовательно, его можно измерять. Но непосредственно сравнивать заряды друг с другом физики пока не могут, поэтому сравнивают не сами заряды, а действие, которое заряженные тела оказывают друг на друга, или на другие тела, например, силу с которой одно заряженное тело действует на другое.

Силы (F), действующие на каждое из двух точечных заряженных тел противоположно направлены вдоль прямой, соединяющей эти тела. Их величины равны между собой, прямо пропорциональны произведению зарядов этих тел (q1) и (q2) и обратно пропорциональны квадрату расстояния (l) между ними.

Это соотношение носит название " закон Кулона" в честь открывшего его в 1785 г. французского физика Шарля Кулона (1763-1806). Важнейшая для химии зависимость кулоновских сил от знака заряда и расстояния между заряженными телами наглядно показана на рис. 3.1.

Единица измерений электрического заряда – кулон (определение в курсе физики). Заряд величиной в 1 Кл протекает через электрическую лампочку мощностью 100 ватт примерно за 2 секунды (при напряжении 220 В).

3.3. Элементарный электрический заряд

До конца XIX века природа электричества оставалась неясной, но многочисленные эксперименты привели ученых к выводу, что величина электрического заряда не может изменяться непрерывно. Было установлено, что существует наименьшая, далее неделимая порция электричества. Заряд этой порции получил название " элементарный электрический заряд" (обозначается буквой е). Он оказался равен 1,6.10– 19 Кл. Это очень маленькая величина – через нить той же электрической лампочки за 1 секунду проходит почти 3 миллиарда миллиардов элементарных электрических зарядов.

Любой заряд является величиной, кратной элементарному электрическому заряду, поэтому элементарный электрический заряд удобно использовать в качестве единицы измерений малых зарядов. Таким образом,

1е = 1,6.10– 19 Кл.

На рубеже XIX и XX веков физики поняли, что носителем элементарного отрицательного электрического заряда является микрочастица, получившая название электрон (Джозеф Джон Томсон, 1897 г.). Носитель элементарного положительного заряда – микрочастица под названием протон – был обнаружен несколько позже (Эрнест Резерфорд, 1919 г.). Тогда же было доказано, что положительный и отрицательный элементарные электрические заряды равны по абсолютной величине

Таким образом, элементарный электрический заряд – это заряд протона.

С другими характеристиками электрона и протона вы познакомитесь в следующей главе.

Несмотря на то, что в состав физических тел входят заряженные частицы, в обычном состоянии тела незаряжены, или электронейтральны. Также электронейтральны и многие сложные частицы, например, атомы или молекулы. Суммарный заряд такой частицы или такого тела оказывается равным нулю потому, что число электронов и число протонов, входящих в состав частицы или тела, равны.

Тела или частицы становятся заряженными, если электрические заряды разделяются: на одном теле (или частице) оказывается избыток электрических зарядов одного знака, а на другом – другого. В химических явлениях электрический заряд какого-либо одного знака (положительный или отрицательный) не может ни появиться, ни исчезнуть, так как не могут появиться или исчезнуть носители элементарных электрических зарядов только одного знака.

ПОЛОЖИТЕЛЬНЫЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ЗАРЯД, ОТРИЦАТЕЛЬНЫЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ЗАРЯД, ОСНОВНОЕ СВОЙСТВО ЗАРЯЖЕННЫХ ТЕЛ И ЧАСТИЦ, ЗАКОН КУЛОНА, ЭЛЕМЕНТАРНЫЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ЗАРЯД

1.Как заряжается шелк при трении о стекло? А шерсть при трении о сургуч?

2.Какое число элементарных электрических зарядов составляет 1 кулон?

3.Определите силу, с который притягиваются друг к другу два тела с зарядами +2 Кл и –3 Кл, находящиеся друг от друга на расстоянии 0,15 м.

4.Два тела с зарядами +0,2 Кл и –0,2Кл находятся на расстоянии 1 см друг от друга. Определите силу с которой они притягиваются.

5.С какой силой отталкиваются друг от друга две частицы, несущие одинаковый заряд, равный +3 е, и находящиеся на расстоянии 2 Е? Значение константы в уравнении закона Кулона k = 9.109 Н.м2/Кл2.

6.С какой силой притягивается электрон к протону, если расстояние между ними 0,53 Е? А протон к электрону?

7.Два одноименно и одинаково заряженных шарика соединены непроводящей заряды нитью. Середина нити неподвижно закреплена. Нарисуйте, как расположатся в пространстве эти шарики в условиях, когда силой тяжести можно пренебречь.

8.Как в этих же условиях будут расположены в пространстве три таких же шарика, привязанных одинаковыми по длине нитями к одной опоре? А четыре?

Опыты по притяжению и отталкиванию заряженных тел.

 

Глава 4. Состав и строение атома

4.1. Состав атомов

Слово " атом" переводится с древнегреческого языка как " неделимый" . Так и предполагалось почти до конца XIX века. В 1911 г. Э. Резерфорд обнаружил, что в атоме существует положительно заряженное ядро. Позже было доказано, что оно окружено электронной оболочкой.

Таким образом, атом представляет собой материальную систему, состоящую из ядра и электронной оболочки.

Атомы очень маленькие – так, по толщине бумажного листа укладываются сотни тысяч атомов. Размеры атомных ядер – еще в сто тысяч раз меньше размеров атомов.

Ядра атомов заряжены положительно, но состоят они не только из протонов. Ядра содержат еще и нейтральные частицы, открытые в 1932 году и названные нейтронами. Протоны и нейтроны вместе носят название нуклоны – то есть ядерные частицы.

Любой атом в целом электронейтрален, а это значит, что число электронов в электронной оболочке атома равно числу протонов в его ядре.

Таблица 11.Важнейшие характеристики электрона, протона и нейтрона

* Название " электрон" происходит от греческого слова, означающего " янтарь" .

* Название " протон" происходит от греческого слова, означающего " первый" .

* Название " нейтрон" происходит от латинского слова, означающего " ни тот, ни другой" (имеется в виду его электрический заряд).

* Знаки " –" , " +" и " 0" в символах частиц занимают место правого верхнего индекса.

* Размер электрона столь мал, что в физике (в рамках современной теории) вообще считается некорректным говорить об измерении этой величины.

ЭЛЕКТРОН, ПРОТОН, НЕЙТРОН, НУКЛОН, ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА.

1.Определите, насколько масса протона меньше массы нейтрона. Какую часть от массы протона составляет эта разница (выразите ее в виде десятичной дроби и в процентах)?

2.Во сколько раз (приближенно) масса любого нуклона больше массы электрона?

3.Определите, какую часть от массы атома составит масса его электронов, если в состав атома входят 8 протонов и 8 нейтронов. 4.Как вы думаете, удобно ли использовать единицы международной системы единиц измерений (СИ) для измерений масс атомов?

4.2. Взаимодействия между частицами в атоме. Атомные ядра

Между всеми заряженными частицами атома действуют электрические (электростатические) силы: электроны атома притягиваются к ядру и вместе с тем отталкиваются друг от друга. Действие заряженных частиц друг на друга передается электрическим полем.

Вам знакомо уже одно поле – гравитационное. Подробнее о том, что такое поля, и о некоторых их свойствах вы узнаете из курса физики.

Все протоны в ядре заряжены положительно и за счет электрических сил отталкиваются друг от друга. Но ядра же существуют! Следовательно, в ядре, кроме электростатических сил отталкивания, действует еще какое-то взаимодействие между нуклонами, за счет сил которого они притягиваются друг к другу, причем это взаимодействие – значительно сильнее электростатического. Эти силы называются ядерными силами, взаимодействие – сильным взаимодействием, а поле, передающее это взаимодействие – сильным полем.

В отличие от электростатического, сильное взаимодействие ощущается только на коротких расстояниях – порядка размеров ядер. Но силы притяжения, вызванные этим взаимодействием (Fя). во много раз больше электростатических (Fэ). Отсюда – " прочность" ядер во много раз больше " прочности" атомов. Поэтому в химических явлениях изменяется только электронная оболочка, а ядра атомов остаются неизменными.

Общее число нуклонов в ядре называется массовым числом и обозначается буквой А. Число нейтронов в ядре обозначается буквой N, а число протонов – буквой Z . Эти числа связаны между собой простым соотношением:

A=Z+N

Плотность вещества ядер огромна: она примерно равна 100 миллионам тонн на кубический сантиметр, что несоизмеримо с плотностью любого химического вещества.

ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА, АТОМНОЕ ЯДРО, МАССОВОЕ ЧИСЛО, ЧИСЛО ПРОТОНОВ, ЧИСЛО НЕЙТРОНОВ.

4.3. Нуклиды. Элементы. Изотопы

При химических peaкцияx атомы могут терять часть своих электронов, а могут и присоединять " лишние" . При этом из нейтральных атомов образуются заряженные частицы – ионы. Химическая сущность атомов при этом не меняется, то есть атом, например, хлора не превращается в атом азота или в атом какого-нибудь другого элемента. Физические воздействия довольно большой энергии могут вообще " сорвать" с атома всю электронную оболочку. Химическая сущность атома при этом также не изменится – отняв электроны у каких-нибудь других атомов, ядро снова превратится в атом или ион того же элемента. Атомы, ионы и ядра обобщенно называются нуклидами.

Для обозначения нуклидов используют символы элементов (вы помните, что они могут обозначать и один атом) с левыми индексами: верхний равен массовому числу, нижний – числу протонов. Примеры обозначения нуклидов:

в общем случае

Теперь мы можем сформулировать окончательное определение понятия " химический элемент" .

Так как заряд ядра определяется числом протонов, то химическим элементом можно назвать совокупность нуклидов с одинаковым числом протонов.Вспомнив сказанное в начале параграфа, мы можем уточнить один из важнейших химических законов.

При химических реакциях (и при физических взаимодействиях, не затрагивающих ядра) нуклиды не возникают, не исчезают и не превращаются друг в друга.

Итак, массовое число равно сумме числа протонов и числа нейтронов: А = Z + N. У нуклидов одного элемента заряд ядра одинаков (Z = const), а число нейтронов N? У нуклидов одного элемента число нейтронов в ядре может быть одинаковым, а может и отличаться. Поэтому и массовые числа нуклидов одного элемента могут быть разными. Примеры нуклидов одного элемента с разными массовыми числами – различные устойчивые нуклиды олова, характеристики которых приведены в табл. 12. У нуклидов с одинаковыми массовыми числами масса одинакова, а у нуклидов с разными массовыми числами – разная. Отсюда следует, что атомы одного элемента могут отличаться по массе.

Следовательно, у нуклидов одного изотопа одинаковое число протонов (так как это один элемент), одинаковое число нейтронов (так как это один изотоп) и, естественно, одинаковая масса. Такие нуклиды совершенно одинаковы и потому принципиально неразличимы. (В физике под словом "изотоп" иногда подразумевают и одинт нуклид данного изотопа)

Нуклиды разных изотопов одного элемента отличаются массовыми числами, то есть числами

нейтронов, и массой.

Примеры:

Общее число известных ученым нуклидов приближается к 2000. Из них устойчивы, то есть существуют в природе, около 300. Элементов в настоящее время, включая искусственно полученные, известно 110.(Среди нуклидов физики выделяют изобары- нуклиды с одинаковой массой(независимо от заряда))

Многие элементы имеют по одному природному изотопу, например, Be, F, Nа, Al, P, Mn, Co, I, Au и некоторые другие. Но большинство элементов имеют по два, по три и более устойчивых изотопа.

Для описания состава атомных ядер иногда рассчитывают доли протонов или нейтронов в этих ядрах.

где D i – доля интересующих нас объектов (например, седьмых),

N1 – число первых объектов,

N2 – число вторых объектов,

N3 – число третьих объектов,

N i – число интересующих нас объектов (например, седьмых),

N n – число последних по счету объектов.

Для сокращения записи формул в математике знаком обозначают сумму всех чисел N i , от первого (i = 1) до последнего (i = n). В нашей формуле это означает, что суммируются числа всех объектов: от первого (N1) до последнего (N n ).

Пример. В коробке лежат 5 зеленых карандашей, 3 красных и 2 синих; требуется определить долю красных карандашей.

N1 = nз, N2 = Nк, N3 = nc;

Доля может выражаться простой или десятичной дробью, а также в процентах, например:

НУКЛИД, ИЗОТОП, ДОЛЯ

1.Определите долю протонов в ядре атома . .Определите долю нейтронов в этом ядре.

2.Какова доля нейтронов в ядрах нуклидов

3.Массовое число нуклида равно 27. Доля протонов в нем 48,2%. Нуклидом какого элемента является данный нуклид?

4.В ядре нуклида доля нейтронов 0,582. Определите Z.

5.Во сколько раз масса атома тяжелого изотопа урана 92U, содержащего 148 нейтронов в ядре, больше массы атома легкого изотопа урана, содержащего в ядре 135 нейтронов?

4.4. Количественные характеристики атомов и химических элементов

Из количественных характеристик атома вам уже знакомы массовое число, число нейтронов в ядре, число протонов в ядре и заряд ядра.

Так как заряд протона равен элементарному положительному заряду, то число протонов в ядре (Z) и заряд этого ядра (qя), выраженный в элементарных электрических зарядах, численно равны. Поэтому, как и число протонов, заряд ядра обычно обозначают буквой Z.

Число протонов одинаково для всех нуклидов какого-либо элемента, поэтому оно может использоваться как характеристика этого элемента. В этом случае оно называется атомным номером.

Так как электрон "легче" любого из нуклонов почти в 2000 раз, масса атома (mo) сосредоточена прежде всего в ядре. Ее можно измерять в килограммах, но это очень неудобно.

Например, масса самого легкого атома – атома водорода – равна 1,674.10– 27 кг, и даже масса самого тяжелого из существующих на Земле атомов – атома урана – равна всего лишь 3,952.10– 25 кг. Даже используя самую маленькую десятичную долю грамма – аттограмм (аг), мы получим значение массы атома водорода mo(H) = = 1,674.10– 9 аг. Действительно, неудобно.

Поэтому в качестве единицы измерений масс атомов используется специальная атомная единица массы, для которой знаменитый американский химик Лайнус Полинг (1901 – 1994) предложил название " дальтон" .

Атомная единица массы с точностью, достаточной в химии, равна массе любого нуклона и близка к массе атома водорода, ядро которого состоит из одного протона. В 11-м классе из курса физики вы узнаете, почему она в действительности несколько меньше массы любой из этих частиц. Из соображений удобства измерений атомная единица массы определяется через массу нуклида самого распространенного изотопа углерода.

Обозначение атомной единицы массы – а. е. м. или Дн.

1Дн = 1,6605655.10– 27 кг ≈ 1,66.10– 27кг.

Если массу атома измеряют в дальтонах, то по традиции ее называют не " масса атома" , а атомная масса. Масса атома и атомная масса – одна и та же физическая величина. Так как речь идет о массе одного атома (нуклида), то ее называют атомной массой нуклида.

Обозначается атомная масса нуклида буквами А r с указанием символа нуклида, например:

А r (16O) – атомная масса нуклида 16O,

A r (35Cl) – атомная масса нуклида 35Сl,

A r (27Аl) – атомная масса нуклида 27Аl.

Если у элемента есть несколько изотопов, то этот элемент состоит из нуклидов с разной массой. В природе изотопный состав элементов обычно постоянен, поэтому для каждого элемента можно посчитать среднюю массу атомов этого элемента ():

где D1, D2, ..., D i – доля 1-го, 2-го, ..., i-го изотопа;

m0(1), m0(2), ..., m0(i) – масса нуклида 1-го, 2-го, ..., i-го изотопа;

n – общее число изотопов данного элемента.

Если среднюю массу атомов элемента измеряют в дальтонах, то в этом случае ее называют атомной массой элемента.

Обозначается атомная масса элемента так же, как и атомная масса нуклида, буквами Аr, но в скобках указывается не символ нуклида, а символ соответствующего элемента, например:

Аr(O) – атомная масса кислорода,

Аr(Сl) – атомная масса хлора,

Аr(Аl) - атомная масса алюминия.

Так как атомная масса элемента и средняя масса атома этого элемента – одна и та же физическая величина, выраженная в разных единицах измерений, то и формула для вычисления атомной массы элемента аналогична формуле для вычисления средней массы атомов этого элемента:

где D1, D2, ..., D n – доля 1-го, 2-го, ..., i-того изотопа;

А r (1), А r (2), ..., A r (i) – атомная масса 1-го, 2-го, ..., i-го изотопа;

п – общее число изотопов данного элемента.

АТОМНЫЙ НОМЕР ЭЛЕМЕНТА, МАССА АТОМА (НУКЛИДА),АТОМНАЯ МАССА НУКЛИДА, АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ, АТОМНАЯ МАССА ЭЛЕМЕНТА

1)Определите число нейтронов N и число электронов N(е– ) в следующих атомах: .

Какова доля протонов в ядре каждого из этих атомов?

2)Изотопами каких элементов являются нуклиды, содержащие в ядре

Запишите символы этих нуклидов.

3)Какова доля атомов водорода в молекуле воды? На этом примере докажите, что " доля не зависит от порции" , то есть, что доля атомов водорода в любой порции воды равна доле атомов водорода в одной молекуле этого вещества.

4)Какова доля а) атомов кислорода в оксиде азота N2O5; б) атомов серы в серной кислоте? 5)Принимая атомную массу нуклида численно равной массовому числу, рассчитайте атомную массу бора, если природная смесь изотопов бора содержит 19% изотопа 10В и 81% изотопа 11В.

6)Принимая атомную массу нуклида численно равной массовому числу, рассчитайте атомные массы следующих элементов, если доли их изотопов в природной смеси (изотопный состав) составляют: а)24Mg – 0,796 25Mg – 0,091 26Mg – 0,113

б)28Si – 92,2 % 29Si – 4,7 % 30Si – 3,1 %

в) 63Cu – 0,691 65Cu – 0,309

7)Определите изотопный состав природного таллия (в долях соответствующих изотопов), если в природе встречаются изотопы таллий-207 и таллий-203, а атомная масса таллия равна 204,37 Дн.

8)Природный аргон состоит из трех изотопов. Доля нуклидов 36Аr составляет 0,34%. Атомная масса аргона – 39,948 Дн. Определите, в каком соотношении встречаются в природе 38Аr и 40Аr.

9)Природный магний состоит из трех изотопов. Атомная масса магния – 24,305 Дн. Доля изотопа 25Mg – 9,1%. Определите доли остальных двух изотопов магния с массовыми числами 24 и 26.

10)В земной коре (атмосфере, гидросфере и литосфере) атомы лития-7 встречаются примерно в 12,5 раз чаще, чем атомы лития-6. Определите атомную массу лития.

11)Атомная масса рубидия – 85,468 Дн. В природе встречаются 85Rb и 87Rb. Определите, во сколько раз легкого изотопа рубидия больше, чем тяжелого.

 

Глава 5.Важнейшие физические величины , соотношения и расчеты в химии

5.1. Характеристики, свойства и физические величины

В предыдущих главах вы неоднократно сталкивались с характеристиками. Мы говорили о характеристиках химических веществ и реакций, о характеристиках атомов и атомных ядер, о характеристиках элементов и изотопов, а также других объектов или явлений.

Среди множества характеристик мы выделили характеристики, называемые свойствами объектов, выяснили, что свойства могут быть физическими и химическими, и познакомились с некоторыми из них.

Из курса физики вам известна еще одна группа характеристик. Это – физические величины. С ними мы сталкиваемся, как только хотим количественно описать какой-нибудь объект (или явление). Например, сравнивая атомы, мы говорим об их массе и о числе частиц, их составляющих. Сравнивая частицы, мы приводим их массу и электрический заряд. Описывая химическую реакцию, мы говорим о ее скорости, а характеризуя условия протекания реакции, используем физическую величину, называемую температурой. И так далее.

Таким образом, среди великого множества самых разнообразных характеристик объектов или явлений мы выделяем две большие группы: а) свойства – часть чисто качественных характеристик и б) физические величины – качественные и одновременно количественные характеристики этих объектов или явлений.

Следует четко различать сами объекты и явления (реально существуют или происходят в Природе), их характеристики и, в частности, свойства (проявляются объектами и явлениями) и физические величины (качественно и количественно характеризуют объекты или явления). Например: вещество свинец – объект, способность свинца плавиться – его свойство, а температура плавления свинца – физическая величина (в том числе говорящая нам, что свинец способен плавиться). Физические величины не являются свойствами, а свойства, в свою очередь, не могут быть физическими величинами. Перечисляя свойства и характеристики объекта, можно описать его только качественно, а, используя физические величины, можно охарактеризовать объект и качественно, и количественно.

Каждый объект (тело, вещество или частица), как правило, обладает несколькими свойствами и характеристиками и может характеризоваться несколькими разными физическими величинами.

ХАРАКТЕРИСТИКИ, СВОЙСТВА, ФИЗИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ.

1)Используя известные вам качественные характеристики (в том числе и свойства) опишите следующие объекты:

а) ядро атома гелия-4,

б) атом углерода-12,

в) лёд.

Используйте известные вам физические величины для характеристики этих объектов.

2)Проиллюстрируйте ряд объект — свойство — физическая величина тремя примерами.

5.2. Основные сведения о физических величинах

В качественном отношении физическая величина показывает, что все объекты какой-либо группы обладают определенным свойством. В количественном отношении она показывает, насколько интенсивно конкретный объект проявляет это свойство.

Каждая физическая величина имеет название и обозначение, например: длина – l, масса – т, количество теплоты – Q, удельная теплота плавления – λ , сила света – I v . Так как физическая величина характеризует конкретный объект или явление, то в обозначении величины указывается этот объект (или явление) в виде индекса, например: масса первого тела – m1, масса второго тела – m2, масса раствора – mр, масса серебра – mAg и т. п. Если обозначение величины само содержит индекс или индексы содержатся в обозначении объекта, то обозначение объекта приводится в скобках, например: масса атома серебра – mo(Ag), объем раствора поваренной соли – Vp(NaCl), плотность сульфата натрия – ρ (Na2SO4). Если речь идет о единственном (или о любом) объекте, то обозначение объекта не приводится (так вы обычно поступаете, решая задачи по физике).

Рассмотрим подробно физическую величину, называемую "длина" . Эта величина характеризует протяженность объекта, системы или ее части. Возьмем карандаш и указку – каждый из этих объектов обладает протяженностью, следовательно, может быть охарактеризован длиной. Мы можем сравнить карандаш и указку по длине – указка длиннее карандаша, следовательно, длина карандаша и длина указки разная. Мы можем сравнивать протяженность и других объектов; линейки, коридора, Останкинской башни (см., например, рис. 1.5). Но мы не можем с длиной линейки сравнивать вес яблока, а с длиной коридора – продолжительность урока. С другой стороны, тот же коридор имеет длину, ширину, высоту и их тоже можно сравнивать между собой. Характеристики протяженности имеют и многие материальные системы: расстояние между фонарными столбами, городами, планетами; межатомные расстояния в молекулах и кристаллах. Все эти характеристики (длина, ширина, высота, расстояние) при всем их различии отражают одну и ту же качественную особенность объекта, системы или части системы – протяженность. Таким образом, физическая величина " длина" для разных объектов и систем имеет общую качественную особенность – род величины, и совершенно разную количественную особенность – размер величины.

Следовательно, длина, ширина, высота, расстояние – однородные величины. Однородные величины можно сравнивать между собой по размеру. Так, мы можем сравнивать радиус атома с расстоянием между молекулами, массу атома с массой слитка металла, длительность урока с периодом обращения Земли вокруг Солнца. Но мы не можем сравнивать температуру воздуха в комнате с теплотой плавления льда или удельную теплоемкость меди с массой слитка этого металла – это пары величин разного рода (характеризуют разные свойства).

Размер величины для каждого объекта существует независимо от того, определяем мы его или нет. Очевидно, что и указка, и Останкинская башня имеют каждая вполне определенную длину, причем разную. Как же определить размер величины? Величину необходимо измерить, то есть сравнить с другой однородной величиной, служащей неким эталоном данной физической величины. В результате измерения мы получаем значение величины. Таким образом, значение физической величины возникает только в результате ее измерения.

Значение величины включает в себя числовое значение величины и единицу измерений.

Числовое значение величины показывает, во сколько раз размер измеряемой величины больше размера единицы измерений. Следовательно, числовое значение величины зависит от размера выбранной единицы измерений.

В общем случае для обозначения числового значения величины, например l , используют фигурные скобки: {l}, а для обозначения единицы измерений – квадратные: [l].

Значение величины есть произведение числового значения величины на размер выбранной единицы измерений. В случае длины l = {l}.[l].

Значение величины не зависит от выбора единицы ее измерений. Действительно, высота Останкинской телебашни (значение величины) не зависит от того, какой единицей измерений мы будем пользоваться – метром, футом, аршином или чем-нибудь другим. Но числовые значения при этом будут получаться разные. Или вспомните, как герои известного мультфильма измеряли длину удава: в " попугаях" у них получалось одно числовое значение, а в " мартышках" – другое. Но удав-то оставался тем же самым, и той же самой оставалась его длина.

Разные величины связаны между собой уравнениями связи, например: F = m . a , W = F . s ,

Изучение связей между величинами показало, что, если произвольно выбрать определенное число физических величин в качестве основных, то остальные величины (производные) могут быть выражены через основные величины с помощью уравнений связи. Все величины, вместе взятые, образуют систему физических величин.

В принятой сейчас в науке и технике системе величин за основные выбраны следующие семь величин: длина – l, масса – т, время – t, сила электрического тока – I, термодинамическая температура – Т, количество вещества – п, сила света – Iv.

Системе физических величин соответствует система единиц измерений этих величин. Система единиц измерений строится так: для каждой основной величины произвольно (из соображений удобства) выбирают одну единицу измерений и из этих основных единиц в соответствии с уравнениями связи получают единицы измерений производных величин – производные единицы. Размеры основных единиц измерений утверждаются международными научными организациями. В настоящее время наиболее распространенной (но далеко не оптимальной) является Международная система единиц (СИ).

Для удобства измерения величин, размер которых намного больше или намного меньше размера единицы измерений, используются кратные или дольные единицы измерений (километр, миллиметр и т. п.). Но и они не всегда удобны, поэтому в ряде случаев допускается применение внесистемных единиц. Так, давление удобно измерять в атмосферах, размеры атомов и молекул – в ангстремах, а заряды ядер – в элементарных электрических зарядах.

Складывать и вычитать можно только однородные величины, да и то не все (например, массы разных веществ – можно, а их плотности – нельзя, так как получится абсурд), а умножать и делить друг на друга можно любые величины, помня только, что при этом получаются совсем новые величины.

В химии наименование и обозначение физических величин, применение единиц измерений, вопросы терминологии и многие другие регламентируются " Номенклатурными правилами ИЮПАК по химии" .

ФИЗИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА,РОД ВЕЛИЧИНЫ,РАЗМЕР ВЕЛИЧИНЫ, ОДНОРОДНЫЕ ВЕЛИЧИНЫ, ЧИСЛОВОЕ ЗНАЧЕНИЕ ВЕЛИЧИНЫ, ЕДИНИЦА ИЗМЕРЕНИЙ, УРАВНЕНИЯ СВЯЗИ МЕЖДУ ВЕЛИЧИНАМИ,ОСНОВНЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ, ПРОИЗВОДНЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ

1.Распределите величины по семействам однородных величин: работа, температура, потенциальная энергия, удельная теплоемкость, количество теплоты, температура плавления, кинетическая энергия, температура кипения. Как доказать, что собранные в семейства величины – однородные?

2.Как значения величины, выраженные в одних единицах измерений, выразить в других единицах? Приведите любые известные вам примеры.

5.3. Важнейшие физические величины, характеризующие атомы и молекулы

С основными количественными характеристиками атомов вы познакомились в главе 4. Кроме числа протонов в ядре (Z), числа нейтронов в ядре (N) и массового числа (A) это

а) масса атома (нуклида), mо(AЭ), [mо(AЭ)] = 1 г или 1 кг;

б) атомная масса нуклида, А r (AЭ), [Аr(AЭ)] =1 Дн;

в) средняя масса атомов элемента, (Э), [(Э)] = 1 г или 1кг;

г) атомная масса элемента, А r (Э), [А r (Э)] = 1 Дн.

Проанализируем эти величины.

Так как масса атома и атомная масса нуклида – одна и та же величина, но измеренная разными единицами измерений, то

{m0(AЭ)}.1 г = { А r (AЭ)}.1 Дн.

Примеры:

Совершенно аналогично, средняя масса атомов элемента и атомная масса элемента – также одна и та же величина, и в этом случае мы можем записать:

{ (Э)}.1 г = { А r (Э)}.1 Дн.

Примеры:

Химические вещества могут состоять из молекул (молекулярные вещества), а могут и не содержать таких обособленных незаряженных частиц (немолекулярные вещества).

Молекулы, как и атомы, естественно, обладают массой. Масса молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов. Молекулы разных веществ имеют, как правило, разную массу. Молекулы одного вещества могут несколько отличаться друг от друга по массе, ведь в их состав могут входить атомы разных изотопов. Обычная вода, например, содержит молекулы 1H216O, 1H2H16O, 2H216O, 1H217O, 1H2H17O, 2H217O, 1H218O, 1H2H18O и 2H218O.

В ядерной технике получают и используют вещества, состоящие из совершенно одинаковых молекул, например 2H216O или 1H218O, но с такими веществами, а их называют изотопно-чистыми, химики имеют дело крайне редко. Обычно чистое молекулярное вещество содержит молекулы, разные по изотопному составу и, соответственно, по массе.

Как посчитать среднюю массу молекулы такого обычного вещества, например H2O? Можно, конечно, посчитать массу молекулы каждого из изотопно-чистых веществ, экспериментально определить доли этих молекул в обычном веществе и, так же, как мы рассчитывали среднюю массу атома элемента в природной смеси изотопов, рассчитать среднюю массу молекулы. Но можно воспользоваться атомными массами элементов, ведь это уже средние массы, и в них учтены доли изотопов в природной смеси:

M r (H2O) = 2A r (H) + A r (O).

Здесь M r (H2O) – молекулярная масса воды.

Молекулярная масса вещества рассчитывается по молекулярной формуле.

Как и для атомов, для молекул (например, молекул воды) справедливы соотношения

(H2O) = M r (H2O) и m0(1H216O) = M r (1H216O).

Для характеристики немолекулярных веществ (а иногда и молекулярных) используется формульная масса.

Формульная масса рассчитывается по простейшей формуле, но обозначается так же, как и молекулярная масса – M r , а масса формульной единицы – так же, как и масса молекулы – .

Для простого немолекулярного вещества формульная масса равна атомной массе элемента, например: M r (К) = А r (К), М r (Fe) = А r (Fe).

Для международной системы единиц (СИ) дальтон – внесистемная единица (то есть его в системе нет), поэтому, измеряя атомную, формульную или молекулярную массу, приходится массу соответствующей структурной единицы (то есть атома, молекулы или формульной единицы) сравнивать не с дальтоном (как единицей измерений), а с 1/12 частью массы нуклида 12С. Получающаяся величина (отношение) – величина безразмерная, она называется " относительная атомная (молекулярная, формульная) масса" и численно равна атомной (молекулярной, формульной) массе, выраженной в дальтонах. В химии использовать относительные массы очень неудобно!

МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА ВЕЩЕСТВА, ФОРМУЛЬНАЯ МАССА ВЕЩЕСТВА

1.Принимая атомную массу нуклида численно равной массовому числу, определите массы нуклидов а) 14N, б) 35Cl, в) 65Cu, г) 202Hg.

2.Используя значения атомных масс (приложение 2), определите среднюю массу атомов а) азота, б) хлора, в) меди, г) ртути. Почему средняя масса атомов элемента отличается от массы отдельного атома этого элемента?

3.Средняя масса атомов элемента равна а) 1,794.10– 23 г, б) 3,349.10– 23 г, в) 5,324.10– 23 г, г) 6,653.10– 23 г.

4.Определите, какие это элементы. В каком случае вы можете сомневаться в точности определения элемента? Выпишите из приложения 2 точные значения атомных масс следующих элементов: Na, N, О, Pb, Fe, Ag, U. Округлите эти значения до целого числа дальтонов.

5.Выпишите точные значения атомных масс для элементов Cl, Cu и Rb. Округлите их до целого числа дальтонов и посчитайте относительную ошибку, вызванную таким округлением. Объясните, почему атомную массу хлора принято округлять до значения 35,5 Дн, а атомные массы меди и рубидия – до целых чисел.

6.Используя округленные до целых чисел значения атомных масс, определите молекулярные массы следующих веществ: N2, O2, S8, H2S, CO2, N2O5, P4O10, CCl2O, H2SO4, H3PO4.

7.Используя округленные значения атомных масс, определите формульные массы следующих веществ: Al, Fe, Na, NaCl, BaO, Al2O3, (CuOH)2CO3, Ca3(PO4)2, CuSO4.5H2O (точка между формулами веществ означает, что это единое химическое вещество; коэффициенты перед составными частями таких формул имеют тот же смысл, что и индексы в простейших или молекулярных формулах и относятся ко всей формуле составной части вещества, перед которой они поставлены).

8.Определите точное значение формульной массы Ca3(PO4)2, сравните его с округленным и посчитайте относительную ошибку, вызванную округлением атомных масс.

9.Определите молекулярные массы всех изотопно-чистых веществ, входящих в состав воды. Посчитайте, во сколько раз и на сколько процентов масса самой тяжелой молекулы воды больше массы самой легкой.

10.Смесью скольких изотопно-чистых веществ является тетрахлорид кремния SiCl4, если для его получения использовался кремний 28Si и 30Si, а также хлор 35Сl и 37Сl. Напишите молекулярные формулы всех этих веществ.

11.Вычислите среднюю массу молекулы воды и определите, сколько молекул содержится в 100 мл воды (плотность воды равна 1 г/мл).

5.4. Количество вещества. Моль

Проведем химическую реакцию, протекающую при взаимодействии алюминия с йодом: 2Аl + 3I2 = 2АlI3.

Из уравнения реакции следует, что

1) алюминий и йод реагируют между собой, образуя новое вещество – йодид алюминия;

2) в реакцию вступают атомы алюминия и молекулы йода;

3) отношение числа вступивших в реакцию формульных единиц (в данном случае - атомов) алюминия к числу вступивших в реакцию молекул йода равно 2 к 3, то есть

N(Al) : N(I2) = 2 : 3.

Если для проведения реакции мы возьмем, например, 1.1020 атомов алюминия, то, для того, чтобы все они прореагировали, потребуется 1,5.1020 молекул йода. И наоборот, если у нас есть 90000 молекул йода, то в этом случае, чтобы все они прореагировали, нужно взять 60000 атомов алюминия. Если мы возьмем исходные вещества в другом соотношении, то одно из них останется непрореагировавшим. В таком случае говорят, что это вещество было взято в избытке.

Как отмерять взятые для реакции вещества, чтобы они прореагировали без остатка?

Очевидно, что отмерять вещества следует по числу атомов, молекул (для молекулярных веществ) или формульных единиц (для немолекулярных веществ). Обобщенно атомы, молекулы (реальные частицы), формульные единицы (выделенные нами " частицы" ) и другие составные части вещества называют структурными элементами. Число таких структурных элементов в порции вещества является физической величиной, называемой количество вещества. В нашем случае роль структурных элементов выполняют частицы – атомы алюминия и молекулы йода.

Роль систем в нашем случае выполняют порции реагирующих веществ – алюминия и йода.

Количество вещества как физическая величина обычно характеризует только такие системы, структурные элементы которых в той или иной степени одинаковые. Примеры таких структурных элементов: атомы одного химического элемента, молекулы или формульные единицы одного вещества, а также заведомо неразличимые частицы – электроны, протоны, нейтроны и другие подобные им микрочастицы.

Обозначается количество вещества латинской буквой n, а если эта буква уже " занята" , то греческой буквой ν .

Количество вещества – одна из основных физических величин, поэтому ее единица измерений выбирается произвольно – только из соображений удобства.

Что же удобно выбрать за единицу измерений этой величины? Естественно, штуку. Но поштучно пересчитать молекулы в химической практике невозможно, зато вещество можно взвесить, то есть определить его массу. Следовательно, за единицу измерений количества вещества следует принять порцию из определенного и всегда одинакового числа частиц, достаточно большую, чтобы ее легко можно было взвесить на обычных весах.

Такая единица измерений получила название моль, а величина, показывающая массу одного моля вещества – молярная масса. Молярная масса вещества Б обозначается МБ, или М(Б). Таким образом, единица измерений количества вещества [n] = 1 моль, а единица измерений молярной массы [МБ] = 1 г/моль.

Физическая величина, показывающая, сколько частиц содержится в одном моле вещества, называется постоянной Авогадро и обозначается NA. Единица измерений этой величины – " штуки в моле" , но, так как физики штуку единицей измерений не считают, то получается

[NA] = , или [NA] = моль– 1.

Значение постоянной Авогадро выбрано таким образом, чтобы числовое значение молярной массы любого вещества было равно числовому значению молекулярной массы, то есть

{M(Б)} = {M r (Б)}

NA = 6,02.1023 моль– 1

Числовое значение постоянной Авогадро {NA} называется числом Авогадро.

Таким образом

В Международной системе единиц определение моля формулируется несколько иначе.

Но так как в 12 г углерода-12 содержится {NA} штук атомов углерода, оба эти определения не противоречат друг другу.

Применяются кратные и дольные единицы, производные от моля: 1 кмоль = 1000 моль, 1 ммоль = 0,001 моль и так далее.

Слово " моль" как обозначение единицы измерений не склоняется (5 моль; 0,25 моль), а в качестве названия единицы измерений (в тексте и устной речи) склоняется как существительное мужского рода (четверть моля, пятью молями, двух молей и тому подобное).

Число частиц в моле вещества (число Авогадро) очень велико, поэтому количество макрообъектов в молях обычно не измеряют, ведь даже звезд в Метагалактике всего лишь порядка одного моля.

Теперь запишем формально не строгое, но понятное определение количества вещества:

ЧИСЛО ЧАСТИЦ, КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА, МОЛЬ, СТРУКТУРНЫЙ ЭЛЕМЕНТ, ИЗБЫТОК ВЕЩЕСТВА В РЕАКЦИИ.

1.Используя округленные значения атомных масс элементов, определите молярные массы следующих веществ: O2, O3, Cl2, HCl, CO2, H3PO4, NaCl, Ba(OH)2, Fe2(SO4)3, Ca3(PO4)2.

2.Сколько молекул содержится в а) 1 г водорода H2, б) 1 г кислорода O2, в) 76,8 кг серы S8, г) 9,8 мг серной кислоты H2SO4? 3.Определите массу а) 6,02.1022 атомов железа; б) 2,107.1025 молекул диоксида углерода СО2; в) 9,03.1022 формульных единиц CuSO4; г) 1,204.1024 электронов.

4.Каково количество вещества атомов кислорода в 3,5 моль газообразного кислорода?

5.Каково количество вещества атомов а) кальция, б) фосфора, в) кислорода в 1,5 моль Са3(РО4)2?

6.Определите массу водорода, содержащегося в 3,01.1024 молекул метана СН4.

7.Определите количество вещества атомов хлора, содержащегося в 1,204.1023 молекул пентахлорида фосфора PCl5.

5.5. Удельные и молярные величины

Из физики вам уже знакомы удельная теплоемкость, удельная теплота плавления, удельная теплота парообразования. Все это – удельные величины.

Удельная величина показывает значение соответствующей ей обычной величины для порции вещества массой 1 килограмм.

Но 1 кг меди содержит одно число атомов меди, а 1 кг свинца – совсем другое (где больше?). Очень часто, особенно при химических расчетах, использовать удельные величины бывает неудобно (почему?). В этом случае значение величины относят к стандартному числу частиц – к одному молю, то есть используют не удельные, а молярные величины.

Молярная величина показывает значение соответствующей обычной величины для 1 моля вещества.

С одной из молярных величин вы уже знакомы – это молярная масса.

Молярная масса вещества соответствует массе 1 моля этого вещества.

Молярная масса вещества не зависит от внешних условий и агрегатного состояния вещества.

Молярная масса характеризует не только химические вещества, но и элементы, изотопы и любые другие совокупности более или менее одинаковых частиц (ионов, электронов и т. п.).

Другая часто используемая молярная величина – молярный объем.

Молярный объем вещества соответствует объему 1 моля этого вещества.

Молярный объем зависит от температуры и давления и может быть определен для любого агрегатного состояния вещества.

К молярным величинам относится и постоянная Авогадро.

Постоянная Авогадро соответствует числу частиц в одном моле химического вещества, элемента, изотопа, или любой другой совокупности более или менее одинаковых частиц.

[NA] = 1 моль– 1.

Три приведенные выше уравнения связи дают нам формулы для вычисления количества вещества, исходя из других данных:

В дальнейшем мы познакомимся и с другими молярными величинами.

УДЕЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА, МОЛЯРНАЯ ВЕЛИЧИНА, МОЛЯРНАЯ МАССА ВЕЩЕСТВА, МОЛЯРНЫЙ ОБЪЕМ ВЕЩЕСТВА, ПОСТОЯННАЯ АВОГАДРО

1)Определите молярные теплоемкости алюминия и кремния при 25oС, если их удельные теплоемкости при той же температуре равны 902,6 и 618,4 Дж/(кг.К), соответственно.

2)Определите удельные теплоемкости при 25oС воды, этилового спирта С2Н5ОН и сульфата бария BaSO4, если их молярные теплоемкости при той же температуре соответственно равны 75,3; 111,4 и 102,1 Дж/(моль.К).

3)Молярная теплоемкость при 25oС ацетона C3H6O равна 125 Дж/(моль.К), а оксида фосфора Р4О10 – 215,6 Дж/(моль.К). Порции обоих веществ равной массы необходимо нагреть на 10o. Для какого из веществ потребуется затратить больше энергии?

4)Определите молярные теплоты плавления (при температуре плавления) воды, алюминия и кремния, если их удельные теплоты плавления соответственно равны 890 кДж/кг (при ОoС), 400 кДж/кг (при 660oС) и 1780 кДж/кг (при 1415oС).

5)Молярные теплоты плавления при температуре плавления у железа – 13,8 кДж/моль, а у оксида железа Fe3O4 – 138 кДж/моль. Во сколько раз больше энергии нужно затратить для плавления образца Fe3O4, чем для плавления такого же по массе образца железа?

6)Молярные теплоты кипения некоторых веществ (L m , в кДж/моль) приведены в таблице.

В каких из этих веществ при кипении рвутся химические связи, а в каких межмолекулярные? Определите тип строения этих веществ.

7)Расположите молекулярные вещества, найденные вами в таблице (задача 6), в порядке возрастания прочности межмолекулярных связей.

8)Пользуясь данными той же таблицы, определите удельные теплоты кипения водорода, кислорода, воды, оксида бария и железа. Можно ли по полученным значениям сказать что-либо о типе структуры этих веществ?

9)Определите количество вещества хлорида натрия в образце этой соли массой 5,85 г.

10)Определите количества вещества в продажных (килограммовых) пачках поваренной соли и сахара (С12Н22О11). Почему эти количества вещества так сильно отличаются друг от друга?

11)Для проведения реакции необходимо взять 2,5 моля оксида кальция СаО. Сколько нужно отвесить этого вещества на весах?

12)Известно, что в результате реакции термического разложения гидроксида железа Fe(OH)2 образовалось 0,125 моль оксида железа FеО. Определите массу образовавшегося оксида железа.

13)В результате реакции было получено 6,4 г диоксида серы. Какова масса серы, содержащейся в этом диоксиде? Что в данном случае означает слово " сера" в вопросе задачи?

14)Оксид алюминия Al2O3 массой 306 г получили из алюминия массой 162 г. Докажите, что алюминий прореагировал полностью.

15)Из 268,8 г железа было получено 650 г трихлорида железа. Полностью ли прореагировало железо? Если нет, то какова масса непрореагировавшего железа?

16)В образце немолекулярного вещества массой 320 г содержится 4 моль этого вещества. Определите формульную массу вещества.

17)Установлено, что в образце желтого металла массой 1,97 г количество вещества составляет 0,01 моль. Какой это металл?

18)3,5 моля вещества с простейшей формулой СН2 имеют массу 196 г. Определите молекулярную формулу этого вещества.

19)Определите молекулярную формулу одной из аллотропных модификаций серы, если 0,02 моль этого вещества имеет массу 5,12 г.

20)При исследовании 6 г вещества с простейшей формулой HPO3 было установлено, что количество вещества в этой порции составляет 0,025 моль. Определите молекулярную формулу исследуемого вещества.

5.6. Закон Авогадро

Уравнение связи V m = V/n не дает нам возможности вычислить молярный объем конкретного вещества, так как непосредственное измерение количества вещества практически невозможно, а измерение объема особенно для твердых веществ часто бывает довольно сложным и трудоемким.

Преобразуем это уравнение. Вспомним, что

,

тогда ; следовательно

Молярную массу легко определить, плотность тоже (ее значения приводятся во многих справочниках).

Теперь мы легко можем посчитать молярный объем любого вещества, например, воды (плотность воды - 1 г/см3):

.

Аналогично определим молярные объемы некоторых других веществ и внесем их в таблицу:

Мы с вами убедились, что для твердых и жидких веществ молярные объемы имеют разные значения, а для газов при одинаковых условиях эти значения очень близки. Совершенно одинаковы молярные объемы идеальных газов, то есть газов, в которых кроме упругих соударений между молекулами нет других видов взаимодействия. Подробнее идеальные газы вы будете изучать в курсе физики.

Под одинаковыми условиями понимается одинаковая температура и одинаковое давление. Мы с вами рассчитывали молярные объемы различных газов в условиях, обозначенных в примечании. Именно это сочетание давления и температуры получило название " нормальные условия" (сокращенное обозначение – н. у.).

При нормальных условиях

Для двух различных газов (1 и 2) количества вещества

.

Если V1 = V2, то и n1 = n2, а так как n = N/NA, то и N1 = N2. Мы с вами вывели один из важнейших законов, которым подчиняются идеальные газы (или близкие к ним по свойствам реальные). Закон этот называется " закон Авогадро" .

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

МОЛЯРНЫЕ ОБЪЕМЫ ТВЕРДЫХ ВЕЩЕСТВ, ЖИДКОСТЕЙ И ГАЗОВ; ЗАКОН АВОГАДРО .

1.Какое количество вещества углекислого газа (при н. у.) занимает объем 2,8 л?

2.Какой объем (при н. у.) занимает а) 0,5 моль, б) 0,1 моль, в) 10 моль, г) 0,01 моль любого газа?

3.Определите массу углекислого газа, занимающего при н. у. объем 2,8 л.

4.Определите массы следующих газов (объем газов при н. у. указан в скобках): а) H2 (4,48 л), б) N2 (134,4 л), в) СО (6,72 л), г) Аr (336 л).

5.Определите объемы при н. у. следующих газов (массы газов указаны в скобках): a) NH3 (40,8 г), б) СО2 (11 г), в) SO2 (80 г), г) C2H6 (180 г).

6.Сколько молекул метана СН4 содержится в 0,112 л этого газа при н. у.?

7.Сколько атомов водорода содержится в 1 мл водорода (при н. у.)?

8.Сколько всего атомов содержится в 1 мл метана? Сколько из них атомов водорода? Какой объем при нормальных условиях займет 1,26.1025 молекул аммиака NH3? Какова его масса?

9.Каково в нем количество вещества водорода? А азота? Определите массу всего водорода, входящего в состав этой порции аммиака.

10.В каком значении употребляется слово " водород" в задачах 7 – 9 (в каждом из случаев)?

 

Глава 6.Строение электронных оболочек атомов

6.1. Особенности микромира

Законы, по которым "живут"частицы микромира (электроны, нуклоны, атомы, молекулы) сильно отличаются от законов макромира (нашего мира – мира физических тел). Многое в поведении этих частиц наш мозг, эволюционировавший в макромире, просто не в состоянии себе представить. Поэтому с некоторыми особенностями таких частиц, особенностями, которые нам кажутся неожиданными и странными, нам придется просто смириться.

Из основного свойства заряженных тел и частиц следует, что неподвижными электроны в атоме быть не могут. Ведь в этом случае они, притянувшись к ядру, просто упали бы на него, и атом перестал бы существовать. Следовательно, электроны в атоме движутся. Но уже Резерфорду было ясно, что просто вращаться вокруг ядра электроны не могут. В то время уже были известны законы электродинамики, в соответствии с которыми вращающийся вокруг ядра электрон обязан постепенно терять свою энергию, что должно приводить в конце концов, к его падению на ядро. Эта исключительно сложная проблема хоть и не всегда последовательно, но была решена в первой трети ХХ века в результате работ многих выдающихся физиков: Нильса Бора, Альберта Эйнштейна, Эрвина Шрёдингера, Вернера Гейзенберга, Макса Борна и многих других ученых. С основными выводами из этих работ мы с вами и познакомимся.

Изучая электроны, атомы, молекулы, а также процессы их взаимодействия, мы будем использовать некоторые модели, позволяющие нам все же получить более или менее наглядное представление об изучаемых объектах. При этом необходимо помнить, что любая модель описывает реальность с той или иной степенью точности и может быть использована только в той области, для которой она создавалась.

Из частиц микромира нас интересует прежде всего электрон. И хотя свойства, проявляемые электроном в различных условиях, вы будете изучать в курсе физики, мы с вами кратко познакомимся с тремя основными особенностями поведения электронов в атоме.

Первая особенность. Энергия свободного электрона , так же как и энергия тела, может изменяться непрерывно, но энергия связанного электрона, в частности электрона в атоме, может принимать только вполне определенные значения .

Схематически это изображено на рис. 6.1, где слева на оси энергии жирной линией показаны возможные значения энергии свободного электрона, а справа на такой же оси отдельными точками – значения энергии электрона в атоме. Таким образом, электрон в атоме может находиться только во вполне определенных состояниях .

При переходе электрона из одного состояния в другое энергия поглощается или выделяется порциями – квантами энергии. Поэтому первая особенность поведения электрона часто называется принципом квантования его энергии. Эта особенность была постулирована датским физиком Нильсом Бором в 1913 году и в дальнейшем получила блестящее экспериментальное подтверждение.

Вторая особенность. Электрон в одних случаях проявляет свойства частицы вещества, а в других – волновые свойства. Такая двойственность поведения электрона и других микрочастиц (дуализм) – одно из общих свойств материи (и вещества, и поля). Оно называется "корпускулярно-волновой дуализм"или "дуализм волна-частица ".

Волновые свойства электрона проявляются, например, при прохождении потока электронов через тончайшую кристаллическую пленку. Поток электронов ведет себя так, как будто через эту пленку прошли волны, то есть, подвергается дифракции(огибание волнами встречающегося на их пути препятствия ,если его размер сопоставим с длиной волны) и интерференции(увеличение гребней и уменьшение впадин волн при наложении их друг на друга) (смысл этих явлений понятен из рисунка 6.2, на котором показаны схемы дифракции и интерференции волн на поверхности воды при встрече препятствия с одним, или двумя отверстиями). Эту особенность поведения электрона предсказал французский физик Луи де Бройль в 1924 году, а в 1926 году американский физик Клинтон Девиссон впервые наблюдал дифракционную картину при взаимодействии потока электронов с металлами. В настоящее время волновые свойства электронов широко используются при исследовании строения различных веществ.

Третья особенность. Чем с большей точностью определяют положение электрона в пространстве, тем с меньшей точностью можно определить его скорость . И наоборот, чем с большей точностью определяют скорость электрона (абсолютную величину и направление), тем с меньшей точностью можно определить его положение в пространстве . Это утверждение, а оно справедливо и для других микрочастиц, называется "принцип неопределенностей". Этот принцип был сформулирован немецким физиком Вернером Гейзенбергом в 1927 году. Принцип неопределенностей "лишает "летящий электрон траектории. Действительно, если мы в какой-то момент точно знаем положение электрона, то мы принципиально ничего не знаем о его скорости и в следующий момент времени можем обнаружить электрон в любой другой точке атома, правда, с разной вероятностью.

Теорию вероятностей изучает математика, а мы лишь воспользуемся несколько упрощенным определением этого понятия.

В нашем случае вероятность обнаружения электрона в какой-либо точке электронной оболочки атома показывает, насколько часто "он там бывает".

МИКРОМИР, МАКРОМИР, ПРИНЦИП КВАНТОВАНИЯ, ДУАЛИЗМ ВОЛНА-ЧАСТИЦА, ПРИНЦИП НЕОПРЕДЕЛЕННОСТЕЙ,ВЕРОЯТНОСТЬ.

1.Приведите примеры физических явлений, при которых происходит непрерывное изменение а) потенциальной энергии, б) кинетической энергии.

2.Перечислите основные особенности поведения электрона в атоме. Чем поведение электрона отличается от поведения любого физического тела?

3.Как вы думаете, где можно провести границу между микромиром и макромиром?

4.В каких случаях при переходе электрона в атоме из одного состояния в другое энергия выделяется, а в каких – поглощается?

5.Разделите следующие утверждения на три группы: а) достоверно, б) вероятно, в) невозможно.

* Земля вращается вокруг Солнца.

* Земля вращается вокруг Марса.

* Автобус подойдет к остановке в течение ближайшей минуты.

* Завтра будет дождь.

* Завтрашний день будет солнечным.

* Первый человек, встреченный вами завтра на улице, будет мужчина.

Попытайтесь оценить вероятность этих событий.

6.2. Орбитали. Квантовые числа

Необычные свойства электрона, его двойственная природа, особый характер движения не укладываются в рамки классической механики. Поведение электрона и других микрочастиц изучает квантовая или волновая механика.

В квантовой механике поведение электрона описывается довольно сложным уравнением, которое называется волновым уравнением или уравнением Шрёдингера (по имени Эрвина Шрёдингера – австрийского физика, предложившего это уравнение в 1926 году). Точное решение уравнения Шрёдингера возможно только для системы из двух частиц, например, для атома водорода. Для более сложных атомов уравнение решается приближенно с использованием ЭВМ. Решая уравнение Шрёдингера, можно найти возможные состояния электрона в атоме (атомные орбитали, АО).

Чтобы избежать громоздких приближенных вычислений, часто применяют упрощенную модель атома, которая называется "одноэлектронное приближение ". В рамках этой модели предполагается, что каждый электрон ведет себя в атоме независимо от остальных электронов этого атома – тогда решение уравнения Шрёдингера сильно упрощается. В химии в большинстве случаев бывает достаточно этой простейшей модели, поэтому ее чаще всего и используют.

Составив уравнение Шрёдингера для какого-нибудь атома и решив его, можно определить, какие состояния возможны для электрона в данном атоме (в рамках модели "одноэлектронное приближение "эти состояния и называют орбиталями). Затем можно вычислить, какой энергией обладает электрон в каждом из этих состояний, а также найти и другие, очень важные характеристики атома. С некоторыми из них мы еще познакомимся.

Уравнение Шрёдингера можно составить не только для атома, но и для молекулы (системы, состоящей из нескольких атомных ядер и электронов). Решая такое уравнение, можно найти возможные состояния электрона не в отдельном атоме, а в молекуле (правда, расчеты в этом случае очень сложны, трудоемки и, естественно, приближенны). Эти состояния тоже называются орбиталями, но в отличие от орбиталей атома – атомных орбиталей их называют молекулярными орбиталями (МО).

Чтобы найти возможные состояния электрона в атоме, нам не обязательно составлять и решать уравнение Шрёдингера. Эта работа проделана во второй четверти ХХ века как самим Шрёдингером, так и многими его последователями. В соответствии с этим уравнением каждая атомная орбиталь однозначно характеризуется набором из трех целых чисел, которые называются квантовыми числами. Числа эти получили особые названия и обозначения:

главное квантовое число – n,

орбитальное квантовое число – l и

магнитное квантовое число – m.

Так как не все состояния электрона в атоме возможны, то и сочетания этих чисел могут быть отнюдь не любые, а только те, которые удовлетворяют следующим трем правилам.

Главное квантовое число ( n ) может принимать любые целочисленные положительные значения:

n = 1, 2, 3, …,

Орбитальное квантовое число ( l ) может принимать любые целочисленные значения от нуля до n – 1:

l = 0, 1, 2, … , (n – 1).

Магнитное квантовое число ( m ) может принимать любые целочисленные значения от – l до + l, включая ноль:

m = – l, … , –1, 0, +1,… ,+ l.

Рассмотрев последовательно возможные наборы квантовых чисел, выясним, в каких состояниях может находиться электрон в атоме (то есть, какие АО возможны).

Пусть главное квантовое число n = 1, тогда орбитальное квантовое число l = 0 и магнитное квантовое число m = 0, и только нулю. Таким образом, при n = 1 возможна только одна АО.

При n = 2 орбитальное квантовое число l может уже принимать два значения: 0 и 1, но не больше. Каждому из этих значений соответствуют свои возможные значения m: при l = 0 магнитное квантовое число тоже равно только нулю, а при l = 1 магнитное квантовое число может принимать уже три значения: –1, 0 и 1. Таким образом, при n = 2 мы получаем следующие наборы квантовых чисел:

и всё, никакие другие наборы квантовых чисел при n = 2 невозможны. Следовательно, число АО при n = 2 равно четырем.

Рассуждая аналогично, мы можем получить и другие АО. Результат приведен в первых четырех столбцах таблицы 13. Эта таблица может быть продолжена и для других значений главного квантового числа.

Набор атомных орбиталей определяется ограничениями, наложенными на значения квантовых чисел.

Используя квантовые числа, мы можем "назвать "полученные орбитали, то есть приписать каждой из них свой символ. Символ АО состоит из цифры и строчной латинской буквы, например: 2s, 3p, 4f. Цифра соответствует главному квантовому числу, а буква символизирует значение орбитального квантового числа по следующему правилу: l = 0 соответствует буква s, l = 1 соответствует буква p, l = 2 – буква d, l = 3 – буква f и далее по алфавиту. Например:

1s-АО обозначает орбиталь с n = 1 и l = 0;

2p-АО обозначает орбиталь с n = 2 и l = 1;

3d-АО обозначает орбиталь с n = 3 и l = 2.

Символы орбиталей приведены в последней колонке таблицы 13.

Те же символы используются и для обозначения электронов, находящихся на этих орбиталях, то есть, в этих состояниях:

2p-электрон – электрон на 2p-АО,

4f-электрон – электрон на 4f-АО и т. д.

Поведение электрона на орбитали зависит еще от одной его необычной характеристики, называемой спином. Эта специальная (не имеющая аналогов в макромире) характеристика микрочастиц, определяющая их магнитные свойства. Для ее учета используется четвертое квантовое число – спиновое. Оно обозначается буквой s. У разных частиц спиновое квантовое число бывает разным, но для электрона оно может принимать только два значения: s = 1/2 и s = –1/2.

Таким образом, электрон в атоме полностью и однозначно характеризуется четырьмя квантовыми числами (n, l, m и s), три из которых (n, l и m) характеризуют орбиталь этого электрона, а четвертое (s) – его спин

Таблица 13.Наборы значений квантовых чисел для различных АО

В дальнейшем мы с вами будем использовать обозначения атомных орбиталей, приведенные в последней колонке таблицы 13.

АТОМНАЯ ОРБИТАЛЬ, МОЛЕКУЛЯРНАЯ ОРБИТАЛЬ, КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА.

1.Составьте символы атомных орбиталей, для которых а) n = 2, l = 0; б) n = 3, l = 0; в) n = 3, l =

2.Какие значения n и l соответствуют а) 4s-АО, б) 4р-АО, в) 5dАО, a) 6p-АО?

3.Сколько в атоме s-орбиталей, р-орбиталей, d-орбиталей?

4.Сколько в атоме 2р-орбиталей, 3s-орбиталей, 4d-орбиталей, 4f-орбиталей? Докажите, что их именно столько.

5.Сколько орбиталей атома имеют символ 5p, 6s, 4d, 5f? Каким квантовым числом отличаются орбитали с одинаковым символом?

6.Среди приведенных наборов квантовых чисел n, l и m выберите те, которым соответствуют АО. Укажите символы этих АО: а) n = 2, l = 0, m = 0; б) n = 3, l = 3, m = 1; в) n = 2, l = 1, m = 2; г) n = 3, l = 2, m = – 1; д) n = 3, l = 0, m = 2; е) n = 3, l = 1, m = 0.

6.3. Энергия атомных орбиталей. Электронные уровни и подуровни

Узнав, какие орбитали возможны в атоме, постараемся теперь выяснить, какова их энергия, ведь роль энергии во всех процессах, протекающих во Вселенной, очень велика. Это относится и к микромиру, и к Космосу.

Энергия АО (ЕАО) может быть как рассчитана из уравнения Шрёдингера, так и определена экспериментально, что давно уже сделано для атомов практически всех элементов. Но при изучении химии эти точные абсолютные значения используются редко. Обычно бывает достаточно знать, энергия какой орбитали больше, а какой меньше, а также, сильно или слабо различаются по энергии соседние орбитали. Такую информацию дает, например, рис. 6.3, где на оси энергии нанесены значения энергии орбиталей атома менделевия (одного из последних элементов, электронное строение атома которого определено экспериментально), как занятых электронами, так и некоторых свободных. Значения нанесены на ось без строгого соблюдения масштаба, так как при увеличении главного квантового числа разница между значениями энергии АО уменьшается очень сильно, поэтому сделанный в масштабе рисунок был бы ненагляден. Есть и еще одна причина, по которой эту шкалу обычно изображают без соблюдения масштаба: по мере возрастания заряда ядра энергия одних и тех же орбиталей существенно уменьшается, но при этом общая закономерность распределения орбиталей по энергии остается неизменной. Изображенная на рис. 13 шкала точнее отражает одну из уже известных нам особенностей поведения электрона в атоме (сравни с рис. 11).

Как видите, последовательность состояний довольно сложная. Обычно для большей наглядности получившуюся шкалу несколько видоизменяют. Обратите внимание, что энергия АО зависит от n и от l, поэтому кроме оси ЕАО вводят еще одну ось. Чаще всего это ось l. На получившемся поле отмечают положение энергии различных орбиталей, но не точками, а маленькими квадратиками, так называемыми "квантовыми ячейками". При этом, кроме увеличения наглядности, появляется возможность показать число разных орбиталей с одинаковой энергией.

Рядом с квантовыми ячейками обязательно обозначают символы орбиталей. В результате получается так называемая энергетическая диаграмма атома.

Энергетическая диаграмма может отражать электронное строение реального атома, тогда на ней показывают положения электронов (как это делается мы подробно разберем в параграфе 6.5). Но можно составить энергетическую диаграмму так, чтобы показать последовательность энергий еще не занятых электронами орбиталей – для произвольного многоэлектронного атома такая диаграмма приведена на рис. 6.4.

В случае атома водорода, у которого – только один электрон, картина сильно упрощается. Как видно из энергетической диаграммы (рис. 6.5), у атома водорода энергия орбитали зависит только от главного квантового числа n.

От магнитного квантового числа m энергия орбитали не зависит, на энергетической диаграмме орбитали с одинаковыми n и l, но с разным магнитным квантовым числом m, имеющие одинаковую энергию, группируются вместе, образуя электронный подуровень (ЭПУ) (см. рис. 6.4).

Число орбиталей на любом ЭПУ равно числу возможных значений m (см. табл. 13). Так, 2p-, 3p-, 4p- и других орбиталей p-подуровней – по три, а 3d-, 4d-, 5d- и других d-орбиталей – по пять. В общем случае число орбиталей на любом подуровне равно 2l + 1.

Поскольку все орбитали подуровня имеют одинаковый символ, тем же символом обозначают и сам подуровень. Так, 1s-подуровень (1s-ЭПУ) образован одной 1s-АО, а 4f-ЭПУ – семью 4f-АО.

На энергетической диаграмме условно принято располагать орбитали по возрастанию магнитного квантового числа, например, для 3d-ЭПУ

левая квантовая ячейка символизирует орбиталь с m = –2, следующая – с m = –1 и далее до m = 2.

Подуровни с одинаковым значением главного квантового числа объединяют в электронные уровни (ЭУ).

Так, 2s- и 2р-подуровни образуют второй электронный уровень; 3s-, 3p- и 3d-подуровни образуют третий электронный уровень.

На энергетических диаграммах, показанных на рис. 6.4 и 6.5, подуровни одного уровня соединены прямыми линиями. В случае атома водорода эти линии горизонтальны, а в случае многоэлектронного атома – наклонны. Полезно знать, что число подуровней на одном уровне равно номеру этого уровня (то есть главному квантовому числу n), а число орбиталей на том же уровне равно n2.

Иногда электронные уровни называют "энергетическими уровнями". Это устаревшее, но все еще часто употребляемое название справедливо для атома водорода, но совершенно не отражает характер электронных оболочек многоэлектронных атомов (энергия атомных орбиталей одного электронного уровня у них разная). Именно при изучении электронной структуры атома водорода (простейшего атома!) это название и возникло.

Точно так же электронные подуровни иногда называют "энергетическими подуровнями". Это название допустимо, так как отражает реальность: в пределах подуровня у любого атома энергии АО действительно равны. Но для того, чтобы не создавать лишней путаницы, его не стоит употреблять.

ЭНЕРГИЯ АО, КВАНТОВАЯ ЯЧЕЙКА, ЭНЕРГЕТИЧЕСКАЯ ДИАГРАММА АТОМА, ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ, ЭЛЕКТРОННЫЙ ПОДУРОВЕНЬ.

1.Энергия какого из электронов одного и того же атома, 1s или 2s, больше? Какой из них слабее связан с ядром?

2.На какой орбитали, 1s-АО атома водорода или 1s-АО атома гелия, электроны имеют большую энергию? Где они прочнее связаны с ядром?

3.Какие орбитали образуют четвертый электронный уровень?

4.Определите число АО на а) 3s-ЭПУ, б) 4f-ЭПУ.

5.Сколько электронных подуровней образуют

а) третий электронный уровень, б) пятый электронный уровень, в) седьмой электронный уровень?

6.4. Электронные облака. Форма и размер электронного облака

Разобравшись с энергией электронов, попробуем понять, как же движутся электроны в атоме, обладая различными значениями энергии, и вообще, находясь в различных состояниях (на разных орбиталях).

Из-за особенностей поведения электрона, с которыми мы познакомились в первом параграфе, нам, жителям макромира, представить себе характер такого движения невозможно. Это связано с тем, что в макромире, в соответствии с представлениями современной физики, для него просто нет никаких аналогий. Однако положение не безнадежно – мы можем воспользоваться моделью поведения электрона в атоме, в которой используется представление об электронном облаке (ЭО).

Чтобы понять, что это такое, допустим, что мы можем очень много раз "сфотографировать" электрон в атоме (например, в атоме водорода), то есть точно зафиксировать его положение в каждый момент времени. Принцип неопределенностей нам это не запрещает. Наложив друг на друга эти "фотографии", мы получим картину, показанную на рисунке 6.6 а. Если же мы будем фиксировать только положение электрона на плоскости, в которой лежит ядро, то изображение получится несколько иным (см. рис. 6.6 б). Оба эти рисунка дают нам представление об электронном облаке: рисунок а – вид этого облака со стороны, а рисунок б – сечение облака плоскостью, проходящей через ядро. Рисунок а отражает внешний вид облака, а рисунок б дает представление о его внутреннем строении.

В разных местах электронного облака вероятность обнаружить электрон может быть разная.

Различная плотность точек в разных частях рисунка 6.6 соответствует разной вероятности нахождения электрона в этих частях электронного облака.

Вероятность обнаружить электрон в какой-либо части облака характеризуется физической величиной, называемой электронная плотность (r е). Она определяется как отношение числа электронов (Nе) к объему (V), который они равномерно заполняют (см. § 5.9):

.

Чем больше электронная плотность, тем выше вероятность нахождения электрона в этой части облака (и тем гуще расположены точки на рис. 6.6).

Электронная плотность резко уменьшается с увеличением расстояния от ядра, но теоретически равна нулю только на бесконечном от него расстоянии. Отсюда следует, что YI не имеет четких границ. В сторону ядра электронная плотность уменьшается еще более резко и вблизи него практически равна нулю.

Электронное облако характеризуется размером, формой и распределением в нем электронной плотности.

Все, что мы говорили об электронном облаке, относится к ЭО одной орбитали, но электрон может находиться на разных орбиталях. Естественно, что электронные облака в этих случаях тоже будут разные, то есть, будут отличаться по размеру, форме и распределению электронной плотности.

Как мы уже отмечали, электронное облако не имеет четких границ, края его как бы размыты в пространстве. Что же понимать под размером такого объекта, и как описать его форму?

Для ответа на эти вопросы нам придется более детально разобраться в том, как "устроены"некоторые электронные облака, то есть, каково их строение. А строение такого необычного объекта, как электронное облако, характеризуется лишь распределением по его объему электронной плотности. Сначала познакомимся со строением самых простых электронных облаков.

Начнем с 1s-ЭО. В верхней части рис. 6.7 изображено сечение этого облака плоскостью, проходящей через ядро атома. В нижней части рисунка помещен график, показывающий, как меняется электронная плотность в этом облаке. Такой график мог бы построить некий очень маленький "наблюдатель ", пролетающий через атом по оси x и непрерывно измеряющий при этом электронную плотность. Точно такой же график построил бы наш "наблюдатель", если бы пролетал через 1s-ЭО по любому другому направлению, но обязательно через центр облака. Следовательно, в 1s-ЭО распределение электронной плотности не зависит от направления, и форма этого облака – шарообразная.

Но не всегда легко представить себе форму электронного облака, рисуя лишь графики распределения электронной плотности. Поэтому обычно форму электронного облака характеризуют его граничной поверхностью.

В качестве граничной поверхности выбирают такую поверхность, внутри которой общая вероятность обнаружить электрон достаточно велика (например: 90; 95 или даже 99 %). Но таких поверхностей для каждого облака можно выбрать множество, поэтому среди них выбирают одну – поверхность, на которой в любой точке вероятность нахождения электрона одинакова. Есть и другой способ выбора граничной поверхности. В этом случае среди поверхностей с одинаковой (в любой точке) электронной плотностью выбирают поверхность, на которой электронная плотность крайне незначительна (например, 0,01 или 0,001 е/>A 3, то есть 1,6? 109 или 1,6? 108 Кл/м3). Выбранные этими двумя способами граничные поверхности по внешнему виду мало отличаются друг от друга.

Построим граничную поверхность 1s-ЭО. На рис. 6.7 вспомогательные линии, относящиеся к этому построению, изображены пунктиром. В результате мы получим две сферы: внешнюю (а) и внутреннюю (б), между которыми вероятность обнаружить электрон равна 90 %. Внутренняя сфера мала, находится вблизи ядра и при образовании атомом химических связей ее присутствие никак не проявляется, поэтому обычно говорят, что 1s-ЭО имеет форму шара.

По-иному устроено 2p-ЭО (рис. 6.8). Оно состоит из двух одинаковых частей, симметричных относительно центра облака. Между ними, на плоскости m (перпендикулярной плоскости чертежа), электрон находиться не может. Граничная поверхность 2p-ЭО (ее сечение обозначено на рисунке буквой а) похожа по форме на две половинки апельсина и представляет собой тело вращения (простейшими телами вращения являются цилиндр, конус, шар и тор (приближенную форму тора имеет бублик) с осью x. Если наш "наблюдатель"полетит через это облако вдоль оси x, то график, который он построит, не будет сильно отличаться от такого же графика для 1s-ЭО, только высота максимумов будет немного меньше. По любому другому направлению (кроме лежащих в плоскости m), например, вдоль прямой f, электронная плотность будет еще меньше, но максимумы кривой останутся на тех же расстояниях от ядра (см. нижний график). Это постоянство максимумов характерно и для других электронных облаков, что позволяет нам выбрать в каждом облаке сферу "с "с радиусом, в конце которого электронная плотность по этому направлению максимальна.

Такой постоянный радиус и характеризует размер электронного облака. Этот радиус называют радиусом электронного облака и обозначают rЭО. В случае рассмотренных нами орбиталей именно на этом расстоянии от ядра вращался бы электрон, если бы он не обладал волновыми свойствами.

2p-подуровень образован тремя орбиталями, следовательно, в атоме может быть три 2p-ЭО. А так как электроны взаимно отталкиваются, эти облака располагаются в пространстве так, чтобы максимумы их электронной плотности находились как можно дальше друг от друга. Это возможно только в том случае, если оси облаков будут взаимно перпендикулярны, например, направлены вдоль осей прямоугольной системы координат. Поэтому 2p-ЭО так и обозначают: 2рх-, 2рy- и 2pz-ЭО (рис. 6.9). Если каждое из этих облаков образовано одним или двумя электронами, то суммарное электронное облако всех электронов подуровня за счет сложения электронной плотности будет иметь шарообразную форму (как у 1s-ЭО). Такую же шарообразную форму будут иметь суммарные электронные облака любого подуровня, если, конечно, каждое из отдельных облаков будет образовано одним или двумя электронами.

Форма и строение других электронных облаков сложнее. Так 2s-ЭО, будучи также, как и все s-облака шарообразным, двухслойное (рис. 6.10 а). Внутри внешнего слоя с главным максимумом электронной плотности есть еще один слой со значительно меньшей электронной плотностью.

3p-ЭО состоит из четырех частей (рис. 6.10 б). Две большие области похожи по форме на половинки 2p-ЭО, но ближе к ядру расположены еще две маленькие области с меньшей электронной плотностью. В пространстве оси 3p-электронных облаков, так же, как и оси 2p-ЭО, взаимно перпендикулярны.

С увеличением главного квантового числа n форма электронных облаков (c одинаковым l) все более и более усложняется, но внешние области таких облаков остаются похожими, геометрически почти подобными.

Еще сильнее усложняется форма облаков с увеличением орбитального квантового числа. Рассмотрим форму 3d-облаков. Из пяти облаков этого подуровня четыре по форме совершенно одинаковы, а пятое от них отличается (рис. 6.11)( На самом деле ситуайция с пятым облаком несколько сложнее) Каждое из четырех одинаковых 3d-облаков образовано четырьмя областями, напоминающими по форме округлые апельсиновые дольки. Пятое облако состоит из трех частей, две из которых отдаленно напоминают 2р-облако, а третья образует похожий на тор поясок вокруг первых двух.

Размеры электронных облаков зависят от заряда ядра: чем больше заряд ядра, тем оно сильнее притягивает электрон и тем меньше размер электронного облака. При одном и том же заряде ядра размер облака зависит, прежде всего, от главного квантового числа n. Наглядно эта зависимость представлена на рис. 6.12 в виде диаграммы размеров электронных облаков. На этой диаграмме по вертикальной оси отложены (без строгого соблюдения масштаба) значения радиусов электронных облаков, а по горизонтальной оси – орбитальное квантовое число. Положения радиусов ЭО на диаграмме символически отмечены кружочками.

Радиусы электронных облаков с одинаковыми значениями главного квантового числа примерно равны, а с разными значениями n – сильно отличаются. Из-за этого электронная оболочка атома оказывается слоистой.(Точные квантово-механические расчеты показывают, что радиусы облаков одного слоя немного различаются, но эти различия незначительны)

Электронный слой образован облаками орбиталей одного электронного уровня. Так, первый электронный слой образован одним 1s-ЭО, второй – одним 2s-ЭО и тремя 2р-ЭО, третий – одним 3s-ЭО, тремя 3р-ЭО и пятью 3d-ЭО. Общее число электронных облаков в любом электронном слое равно n2, где n - главное квантовое число, которое служит одновременно и номером электронного слоя.

Облака одного слоя, отличающиеся только значениями магнитного квантового числа, соответствуют орбиталям одного подуровня. В случае р-подуровней разным значениям m соответствует только разная ориентация электронных облаков. У облаков одного ЭПУ с большим значением l, например, у 3d-облаков, отличается еще и форма.

ЭЛЕКТРОННОЕ ОБЛАКО, ГРАНИЧНАЯ ПОВЕРХНОСТЬ ЭО, ФОРМА ЭО, РАДИУС ЭО, ДИАГРАММА РАЗМЕРОВ ЭО, ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ.

1.Существуют ли в Природе электронные облака? А электроны?

2.Попробуйте найти аналогии между электронной оболочкой и многоэтажным жилым домом оригинальной архитектуры.

3.Почему положение граничной поверхности электронного облака выбирается произвольно (точнее - конвенционально)?

4.Опишите изменение электронной плотности, зафиксированное "наблюдателем", пролетевшим через 1s-ЭО вдоль прямых а и б (рис. 6.13).

5.Опишите изменение электронной плотности, зафиксированное "наблюдателем", пролетевшим через 2р-ЭО а) сквозь центр атома по направлению, перпендикулярному оси x (рис.6.8); б) параллельно оси x, вне сферы наибольшей электронной плотности; в) параллельно оси x, захватывая сферу наибольшей электронной плотности.

6. Какие электронные облака образуют второй электронный слой?

7.Чем отличаются друг от друга электронные облака орбиталей со следующими наборами квантовых чисел: а) n = 2, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 0; б) n = 2, l = 1, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 1; в) n = 1, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 0, m = 0?

8.Сколько электронных облаков образуют полностью заполненный четвертый электронный слой?

9.Какое электронное облако одного и того же атома больше по размерам а) 2р-ЭО или 3р-ЭО, б) 2р-ЭО или 3s-ЭО, в) 1s-ЭО или 2р-ЭО?

10.Какое из электронных облаков больше: 1s-ЭО атома водорода, или 1s-ЭО атома гелия?

11.Как вы думаете, во сколько раз радиус 1s-ЭО атома урана меньше радиуса такого же облака атома водорода?

12.У каких из перечисленных ниже электронных облаков одного и того же атома примерно одинаковые размеры: 1s-ЭО, 4p-ЭОб 3d-ЭО, 4s-YI, 3s-ЭО?

6.5. Электроны в атоме

В любом атоме число АО теоретически бесконечно, а число электронов конечно. Как же электроны "размещаются "в электронной оболочке?

Возьмем (конечно, мысленно) ядро атома с атомным номером Z и Z электронов. Будем последовательно "бросать "по одному электрону в сторону взятого ядра. Электроны будут притягиваться ядром и занимать (заполнять) какие-то орбитали. Какие? В какой последовательности?

Чтобы ответить на эти вопросы, мы должны познакомиться с законами (принципами, правилами) заполнения АО электронами, иными словами, с законами построения электронной оболочки.

Первый закон (принцип наименьшей энергии): электроны в атоме занимают орбитали с наименьшими из возможных значениями энергии . Иными словами, суммарная энергия всех электронов атома должна быть минимальной . Если это так, то такое состояние атома называется основным или невозбужденным. Это устойчивое состояние атома. Любое другое состояние атома называется возбужденным.

Используя энергетическую диаграмму атома и символически изображая на ней электроны в виде стрелок, направленных вверх (s = 1/2) или вниз (s = – 1/2), мы можем проиллюстрировать принцип наименьшей энергии:

При желании мы можем воспользоваться аналогией из макромира: электроны, заполняя орбитали, ведут себя подобно воде, заполняющей стакан. Вода всегда заполняет стакан снизу вверх и никогда – наоборот.

Если бы электроны "руководствовались"только принципом наименьшей энергии, то все Z электронов нашего атома оказались бы на 1s-орбитали. Но этого не происходит, потому что существует второй закон (принцип Паули): в атоме не может быть даже двух электронов со всеми четырьмя одинаковыми квантовыми числами (швейцарский физик Вольфганг Паули сформулировал, в несколько иной форме, этот принцип в 1925 году). Вспомним, что атомная орбиталь характеризуется тремя квантовыми числами (n, l, m), а спиновое квантовое число (s) может принимать только два значения, следовательно, на одной АО может быть не более двух электронов . Иными словами, электронное облако может быть образовано только одним или двумя электронами.

Орбиталь без электронов называют свободной орбиталью, орбиталь с одним электроном – орбиталью с неспаренным электроном, орбиталь с двумя электронами – заполненной орбиталью.

В обыденной жизни мы часто сталкиваемся с одним случайным аналогом принципа Паули: в железнодорожном вагоне дальнего следования действует принцип "один билет – один пассажир ". А ведь на железнодорожном билете тоже указаны четыре "дискретных параметра": дата, номер поезда, вагон и место.

Чтобы правильно разместить в атоме первые пять электронов, достаточно воспользоваться принципом наименьшей энергии и принципом Паули. Попробуем это сделать для такого атома (атома бора).

Для наглядного изображения электронного строения, или, как говорят, электронной конфигурации атома воспользуемся энергетической диаграммой многоэлектронного атома (рис. 6.4). На этой диаграмме внутри квантовых ячеек, с помощью стрелочек, изобразим электроны, находящиеся в тех состояниях, которые символизируют квантовые ячейки. В результате для атома бора мы получим энергетическую диаграмму, показанную на рис. 6.14.

У шестого электрона, который есть, например, у атома углерода, "возникает проблема": где ему на 2р-ЭПУ выгоднее разместиться – на свободной АО, или на АО с неспаренным электроном.

На этот вопрос отвечает третий закон, который называется правилом Хунда (немецкий физик Фридрих Хунд сформулировал его в 1927 году). Вспомним, что электрон – заряженная частица, и, следовательно, электроны друг от друга отталкиваются; а раз так, то им выгоднее находиться на разных орбиталях одного подуровня, так как электронные облака этих орбиталей в пространстве не совпадают. Несколько упрощенно правило Хунда звучит так: в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным .

Если шестой электрон сможет попасть на ту же орбиталь, что и предыдущий, то сумма спиновых квантовых чисел этих электронов по принципу Паули обязательно будет равна 1/2 + (–1/2) = 0 (электроны должны быть с разными спинами). А если этот электрон займет другую 2р-АО, то сумма спиновых квантовых чисел окажется равной 1/2 + 1/2 = 1, то есть больше, чем в первом случае. Модуль суммы окажется больше, чем в первом случае, и тогда, когда спиновые квантовые числа обоих электронов будут отрицательными. Следовательно, электроны занимают орбитали одного подуровня сначала по одному и только потом по два , и шестой электрон попадет на свободную р-орбиталь (рис. 6.15).

В жизни мы сталкиваемся с отдаленной аналогией правила Хунда: на конечной остановке незнакомые пассажиры, входя в троллейбус, обычно садятся сначала по одному на каждое сидение и только потом – по два.

Зная энергетическую структуру электронных оболочек атомов и законы, по которым электроны образуют эти оболочки, мы можем изобразить электронную конфигурацию атома почти любого элемента. Для этого нам нужно знать только заряд ядра. Можно, конечно, выбирать заряд ядра произвольно, но тогда мы вряд ли быстро обнаружим в строении электронных оболочек какую-то систему. Логично расположить атомы в порядке возрастания зарядов их ядер, начиная с +1е. Такой ряд называется естественным рядом элементов (ЕРЭ). То, что именно этот ряд может быть положен в основу классификации химических элементов, стало ясно после работ молодого английского физика Генри Мозли, вскоре после этого трагически погибшего в одном из сражений Первой мировой войны. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента и обозначается той же буквой – Z. Д. И. Менделеев, не доживший до открытия Мозли, располагал элементы в порядке возрастания атомных масс ("атомных весов ", как тогда говорили), хотя и чувствовал, что в основе ряда лежит какая-то более глубинная характеристика.

"Конструируя "электронные оболочки атомов, мы будем изображать их электронные конфигурации. Один из способов их изображения – построение энергетической диаграммы – мы уже разобрали. Второй способ – написание электронной формулы атома. С ним мы познакомимся в процессе работы.

Первый элемент в ЕРЭ – водород. Единственный электрон его атома по принципу наименьшей энергии занимает 1s-орбиталь, и электронная формула атома водорода записывается так: 1s1. Верхний индекс при символе орбитали означает число электронов на ней. Единственное электронное облако этого атома (1s-ЭО) образовано одним (неспаренным) электроном.

Второй элемент – гелий. Второй электрон в его атоме также стремится к минимуму энергии и, если он обладает противоположным спином, по принципу Паули может занять ту же орбиталь. Электронная формула атома гелия 1s2. Также единственное электронное облако этого атома образовано двумя электронами (парой электронов).

Третий электрон, появляющийся у атома лития, по принципу Паули не может занять 1s-орбиталь и вынужден занимать большую по энергии 2s-орбиталь, образуя вокруг первого второе, большее по размеру, электронное облако. Электронная формула атома лития 1s22s1.

Последний (четвертый) электрон атома следующего элемента – бериллия – должен занять ту же 2s-орбиталь, так как на ней есть еще свободное место. Электронная формула бериллия 1s22s2, и его электронная оболочка состоит из двух облаков, каждое из которых образовано парой электронов. Энергетические диаграммы атомов бора и углерода мы уже разбирали (рис. 24 и 25). Электронные формулы атомов этих элементов – B 1s22s22p1 и C 1s22s22p2.

2p-подуровень продолжает заполняться и у следующих элементов, до неона (Z = 10) включительно, у которого этот подуровень оказывается полностью заполненным. Электронная формула неона 1s22s22p6, а его электронная оболочка состоит из пяти облаков: одного облака первого слоя (1s-ЭО) и четырех облаков второго слоя (одно 2s- и три 2р-ЭО), причем все облака образованы парами электронов.

У атомов следующего элемента – натрия – последний электрон вынужден занимать уже 3s-орбиталь, и с его электронного облака начинается образование третьего электронного слоя. Электронная формула натрия 1s22s22p63s1.

Третий электронный слой (и, естественно, третий электронный уровень) продолжает заполняться до аргона включительно, но не заполняется полностью, так как со следующего атома – атома калия – начинается заполнение четвертого слоя. Это происходит потому, что энергия оставшегося незаполненным 3d-подуровня больше, чем энергия 4s-подуровня. 3d-подуровень начинает заполняться только у атома скандия (Sc 1s22s22p63s23p64s23d1) после завершения заполнения 4s-подуровня.

Продолжая заполнять электронами атомные орбитали, можно получить электронные конфигурации и атомов следующих элементов. Необходимо только внимательно следить за последовательностью подуровней (по рис. 14) и строго соблюдать принцип наименьшей энергии, принцип Паули и правило Хунда.

Электронные формулы атомов всех элементов приведены в приложении 4.

ПРИНЦИП НАИМЕНЬШНЙ ЭНЕРГИИ, ПРИНЦИП ПАУЛИ, ПРАВИЛО ХУНДА, ЕСТЕСТВЕННЫЙ РЯД ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

1.Сколько всего электронов может находиться на а) 4s-ЭПУ, б) 4р-ЭПУ, в) 3d-ЭПУ, г) 5f-ЭПУ? 2.Сколько всего электронов может находиться на каждом из первых пяти ЭУ? Составьте общую формулу для такого подсчета.

3.Какое квантовое число – общее для всех электронов внешнего электронного слоя? Охарактеризуйте его значение.

4.Для атомов Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar а) изобразите энергетические диаграммы, б) составьте полные электронные формулы.

 

7.Химические связи и строение веществ

7.1. Что такое химические связи

В предыдущих главах вы познакомились с составом и строением изолированных атомов различных элементов, изучили их энергетические характеристики. Но в окружающей нас природе изолированные атомы встречаются крайне редко. Атомы почти всех элементов " стремятся" соединиться, образуя молекулы или другие более сложные химические частицы. Принято говорить, что при этом между атомами возникают химические связи.

В образовании химических связей участвуют электроны. Каким образом это происходит, вы узнаете, изучив эту главу. Но прежде нам надо ответить на вопрос, почему атомы образуют химические связи. На этот вопрос мы можем ответить, даже не зная ничего о природе этих связей: " Потому что это энергетически выгодно!" А вот, отвечая на вопрос, откуда при образовании связей возникает выигрыш в энергии, мы постараемся понять, как и почему химические связи образуются.

Как и электронное строение атомов, подробно и строго научно химические связи изучает квантовая химия, а мы с вами можем только воспользоваться некоторыми важнейшими выводами, сделанными учеными. При этом для описания химических связей мы будем пользоваться одной из простейших моделей, предусматривающей существование трех типов химической связи (ионной, ковалентной и металлической).

Вспомните – грамотно пользоваться любой моделью можно, только зная границы применимости этой модели. Модель, которой мы будем пользоваться, тоже имеет свои границы применимости. Например, в рамках этой модели нельзя описать химические связи в молекулах кислорода, большинства бороводородов и некоторых других веществ. Для описания химических связей в этих веществах используют более сложные модели.

ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ

7.2. Типы химических связей

Причина образования химических связей – выигрыш в энергии системы связанных атомов по сравнению с изолированными атомами.

Строение электронных оболочек и энергетические характеристики разных атомов сильно отличаются. Неудивительно, что и выигрыш в энергии при образовании связей между ними разный и достигается разными способами. Отсюда и разные типы химических связей между атомами.

Посмотрите на построенный вами график зависимости энергии ионизации от порядкового номера элемента. Как видно из этого графика, энергия ионизации атомов каждого из элементов, образующих благородные газы (Не, Nе, Ar, Кr и др.), превышает энергию ионизации атомов элементов как предыдущего, так и последующего периодов. Следовательно, атомы благородных газов совершенно не склонны отдавать свои электроны.

Теперь посмотрите на аналогичный график зависимости энергии сродства к электрону от порядкового номера элемента. Как видите, эта зависимость только в общих чертах соответствует тем простейшим закономерностям, которые мы проследили в предыдущей главе. И все же из графика видно, что у атомов благородных газов энергия сродства к электрону меньше, чем у большинства других атомов, кроме того она имеет отрицательные значения. Следовательно, атомы элементов, образующих благородные газы, совершенно не склонны принимать чужие электроны.

Если эти атомы не склонны ни отдавать свои, ни принимать чужие электроны, то, следовательно, их электронные оболочки энергетически выгодны, а потому – особо устойчивы. Это объясняет, почему, принимая или отдавая электроны, атомы других элементов " стремятся" приобрести валентную конфигурацию атомов благородных газов.Так как у атомов благородных газов на всех валентных подуровнях находится максимально возможное число электронов (свободных мест нет) электронные оболочки атомов благородных газов часто называют завершенной электронной оболочкой– ns2np6. Своих валентных электронов у атома для этого либо слишком много, либо слишком мало. Какие же у него есть возможности для приближения своей электронной оболочки к завершенной?

Первая возможность: отдать другому атому " лишние" электроны или отнять у другого атома " недостающие" электроны. И в том, и в другом случае образуются ионы. Но обратите внимание: энергия ионизации любого атома больше, чем энергия сродства к электрону любого другого атома. За счет чего же происходит передача электронов от одного атома другому, ведь затратить нужно больше энергии, чем ее выделится?

Чтобы понять, за счет чего может возникнуть выигрыш в энергии, рассмотрим систему, состоящую из двух разноименно заряженных частиц а– и б+ (рис. 7.1). Расстояние между частицами l (состояние I). Так как разноименно заряженные частицы притягиваются, то такая система обладает потенциальной энергией, которая может выделиться при сближении этих частиц. В результате система перейдет в состояние II с меньшей энергией. Именно это и происходит при образовании химической связи между ионами. Ведь получившиеся разноименно заряженные ионы притянутся друг к другу, между ионами возникнет ионная связь и образуется ионный кристалл. Выигрыш в энергии при образовании связи компенсирует затраты на образование ионов.

Если же у атомов близкие склонности отдавать (или принимать) электроны, то передать электроны друг другу они не могут, и им остается только попытаться использовать и свои, и чужие электроны совместно, не отдавая и не принимая их полностью. Это – вторая возможность атома образовать завершенную электронную оболочку. В этом случае при образовании связи также компенсируются все энергетические затраты, но причины здесь более сложные.

Посмотрим, в каких случаях и как атомы осуществляют эти возможности.

Таблица 16.Примеры образования ионных соединений

*)В структурных формулах веществ с ионными связями указываются формальные заряды: , 2, 2 и т. д. Что это такое, и чем эти заряды отличаются от истинных зарядов (обозначаются без кружочков) вы узнаете, изучив § 7.6.

1. Если связываемые атомы сильно отличаются по размерам, то маленькие атомы (склонные принимать электроны) отнимут электроны у больших атомов (склонных отдавать электроны), и образуется ионная связь. Энергия ионного кристалла меньше, чем энергия изолированных атомов, поэтому ионная связь возникает даже тогда, когда атому не удается, отдавая электроны, полностью завершить свою электронную оболочку (незавершенным может остаться d- или f-подуровень). Рассмотрим примеры.

2. Если связываемые атомы маленькие(ro <1), то все они склонны принимать электроны, а отдавать их не склонны; поэтому отобрать друг у друга электроны такие атомы не могут. В этом случае связь между ними возникает за счет попарного обобществления неспаренных валентных электронов: один электрон одного атома и один электрон другого атома с разными спинами образуют пару электронов, принадлежащую обоим атомам и связывающую их. Так образуется ковалентная связь.

Образование ковалентной связи в пространстве можно представить себе как перекрывание электронных облаков неспаренных валентных электронов разных атомов. При этом пара электронов образует общее электронное облако, связывающее атомы. Чем больше электронная плотность в области перекрывания, тем больше выделяется энергии при образовании такой связи.

Прежде чем рассмотреть простейшие примеры образования ковалентной связи, договоримся валентные электроны атома обозначать точками вокруг символа этого атома, причем парой точек – неподеленные электронные пары и пары электронов ковалентной связи, а отдельными точками – неспаренные электроны. При таком обозначении валентная электронная конфигурация атома, например, фтора будет изображаться символом , а атома кислорода – . Построенные из таких символов формулы называются электронными формулами или формулами Льюиса (американский химик Гилберт Ньютон Льюис предложил их в 1916 году). По объему передаваемой информации электронные формулы относятся к группе структурных формул. Примеры образования атомами ковалентных связей:

3. Если связываемые атомы большие (ro > 1А), то все они более или менее склонны отдавать свои электроны, а склонность принимать чужие электроны у них незначительна. Поэтому образовать между собой ионную связь эти большие атомы тоже не могут. Ковалентная связь между ними также оказывается невыгодной, так как электронная плотность в больших по размеру внешних электронных облаках незначительна. В этом случае при образовании из таких атомов химического вещества происходит обобществление валентных электронов всех связываемых атомов (валентные электроны становятся общими для всех атомов), и образуется металлический кристалл (или жидкость), в котором атомы связаны металлической связью.

Как определить, связи какого типа образуют атомы элементов в определенном веществе?

По положению элементов в естественной системе химических элементов, например:

1. Хлорид цезия CsCl. Атом цезия (IА группа) большой, легко отдает электрон, а атом хлора (VIIА группа) маленький и легко его принимает, следовательно, связь в хлориде цезия ионная.

2. Диоксид углерода CO2. Атомы углерода (IVА группа) и кислорода (VIА группа) не сильно отличаются по размерам – оба маленькие. По склонности принимать электроны они отличаются незначительно, следовательно связь в молекуле CO2 ковалентная.

3. Азот N2. Простое вещество. Связываемые атомы одинаковые и при этом маленькие, следовательно, связь в молекуле азота ковалентная.

4. Кальций Са. Простое вещество. Связываемые атомы одинаковые и довольно большие, следовательно связь в кристалле кальция металлическая.

5. Барий-тетраалюминий BaAl4. Атомы обоих элементов достаточно велики, особенно атомы бария, поэтому оба элемента склонны только отдавать электроны, следовательно, связь в этом соединении металлическая.

ИОННАЯ СВЯЗЬ, КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ, МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, УСЛОВИЯ ИХ ОБРАЗОВАНИЯ.

1.Что является причиной соединения атомов и образования между ними химических связей?

2.Почему благородные газы состоят не из молекул, а из атомов?

3.Определите тип химической связи в бинарных соединениях: а) KF, K2S, SF4; б) MgO, Mg2Ba, OF2; в) Cu2O, CaSe, SeO2. 4.Определите тип химической связи в простых веществах: а) Na, P, Fe; б) S8, F2, P4; в) Mg, Pb, Ar.

7.З. Ионы. Ионная связь

В предыдущем параграфе вы познакомились с ионами, которые образуются, когда отдельные атомы принимают или отдают электроны. В этом случае число протонов в атомном ядре перестает быть равным числу электронов в электронной оболочке, и химическая частица приобретает электрический заряд.

Но в состав иона может входить и не одно ядро, как в молекуле. Такой ион представляет собой единую систему, состоящую из нескольких атомных ядер и электронной оболочки. В отличие от молекулы общее число протонов в ядрах не равно общему числу электронов в электронной оболочке, отсюда – электрический заряд иона.

Какие бывают ионы? То есть, чем они могут различаться?

По числу атомных ядер ионы делятся на простые (или одноатомные), то есть содержащие одно ядро (например: K, O2), и сложные (или многоатомные), то есть содержащие несколько ядер (например: CO32, [Fe(H2O)6]3). Простые ионы – заряженные аналоги атомов, а сложные – заряженные аналоги молекул.

По знаку заряда ионы делятся на катионы и анионы.

Примеры катионов: K#plus.gif (ион калия), Fe2 #plus.gif (ион железа), NH4#plus.gif (ион аммония), [Cu(NH3)4]2 #plus.gif (ион тетраамминмеди). Примеры анионов: Cl (хлорид-ион), N3 (нитрид-ион), PO43 (фосфат-ион), [Fe(CN)6]4 (гексацианоферрат-ион).

По значению заряда ионы делятся на однозарядные (K#plus.gif , Cl#minus.gif , NH4#plus.gif , NO3 и т. п.), двухзарядные (Са2 #plus.gif , O2, SО42 и т. д.) трехзарядные (Аl3 #plus.gif , РО43 и т. п.) и так далее.

Итак, ион РО43 мы назовем трехзарядным сложным анионом, а ион Са2 #plus.gif – двухзарядным простым катионом.

Кроме этого, ионы различаются еще и своими размерами. Размер простого иона определяется радиусом этого иона или ионным радиусом. Размер сложных ионов охарактеризовать труднее. Радиус иона, как и радиус атома, непосредственно измерить невозможно (как вы понимаете, четких границ у иона нет). Поэтому для характеристики изолированных ионов используют орбитальные ионные радиусы (примеры – в таблице 17).

Таблица 17.Орбитальные радиусы некоторых простых ионов

Характеризуя размеры ионов в соединениях, используют и другие системы ионных радиусов.

В химических реакциях ионы могут образовываться из нейтральных атомов, из молекул или из других ионов, например:

Са – 2е– = Са2 #plus.gif ; NО2 + е– = NО2#minus.gif ;

H2PO4#minus.gif + H2O = Н3O#plus.gif + НРО42 #minus.gif ; Cu2 #plus.gif + 4Н2O = [Cu(H2O)4]2 #plus.gif .

Разноименно заряженные ионы связываются между собой за счет электростатического притяжения – образуется ионная связь.

Так как ионная связь имеет электростатический характер, то любой простой ион (точечный заряд!) притягивает противоположно заряженные ионы по всем направлениям с одинаковой силой. Эта особенность ионной связи называется ненаправленностью.

Из свойств электрических зарядов следует и вторая особенность ионной связи – ненасыщаемость. Смысл ненасыщаемости ионной связи в том, что каждый ион с одинаковой силой притягивает один, два, три, четыре и так далее ионов противоположного знака (если, конечно, они находятся на одинаковом от него расстоянии). Число таких ионов зависит только от их размера.

ПРОСТЫЕ ИОНЫ, МНОГОАТОМНЫЕ ИОНЫ, КАТИОНЫ,АНИОНЫ, ОДНОЗАРЯДНВЕ ИОНЫ, ДВУЗАРЯДНЫЕ ИОНЫ, ТРЕХЗАРЯДНЫЕ ИОНЫ, ОРБИТАЛЬНЫЙ ИОННЫЙ РАДИУС

1.Охарактеризуйте следующие ионы по числу атомных ядер, знаку и значению заряда: Rb#plus.gif , NO3#minus.gif , Al3 #plus.gif , AsO33 #minus.gif , N3 #minus.gif , SO42 #minus.gif , S2 #minus.gif .

2.Определите число протонов и число электронов в ионе натрия. Составьте его полную и сокращенную электронную формулу. Проделайте то же для ионов O2 #minus.gif , Ва2 #plus.gif , I#minus.gif , Fe2 #plus.gif и Fe3 #plus.gif .

3.Определите число протонов и число электронов в а) молекуле триоксида серы и сульфит-ионе SO32 #minus.gif , б) частицах NО, NО#minus.gif и NО#plus.gif .

4.Используя таблицы орбитальных радиусов, определите, как изменяется радиус частицы при образовании а) иона натрия из атома Nа, б) хлорид-иона из атома С1, в) иона бария из атома Ва, г) оксид-иона из атома кислорода. Изменение радиуса выразите в процентах.

5.Почему при образовании катиона калия из атома калия радиус частицы резко уменьшается, а при образовании бромидного аниона из атома брома – практически не изменяется?

6.Вокруг какого из ионов может разместиться больше одинаковых ионов противоположного знака: а) Li#plus.gif или Nа#plus.gif ; б) F#minus.gif или Cl#minus.gif ?

 

Глава 8 . Основы химической номенклатуры

8.1. Что такое химическая номенклатура

Химическая номенклатура складывалась постепенно, в течение нескольких столетий. По мере накопления химических знаний она неоднократно менялась. Уточняется и развивается она и сейчас, что связано не только с несовершенством некоторых номенклатурных правил, но еще и с тем, что ученые постоянно открывают новые и новые соединения, назвать которые (а бывает, что даже и составить формулы), пользуясь существующими правилами иногда оказывается невозможно. Номенклатурные правила, принятые в настоящее время научным сообществом всего мира, содержатся в многотомном издании: " Номенклатурные правила ИЮПАК по химии" , число томов в котором непрерывно возрастает.

С типами химических формул, а также с некоторыми правилами их составления вы уже знакомы. А какие же бывают названия химических веществ?

Пользуясь номенклатурными правилами, можно составить систематическое название вещества.

Для многих веществ кроме систематических используются и традиционные, так называемые тривиальные названия. При своем возникновении эти названия отражали определенные свойства веществ, способы получения или содержали название того, из чего данное вещество было выделено. Сравните систематические и тривиальные названия веществ, приведенных в таблице 25.

К тривиальным относятся и все названия минералов (природных веществ, составляющих горные породы), например: кварц (SiO2); каменная соль, или галит (NaCl); цинковая обманка, или сфалерит (ZnS); магнитный железняк, или магнетит (Fe3O4); пиролюзит (MnO2); плавиковый шпат, или флюорит (CaF2) и многие другие.

Таблица 25. Систематические и тривиальные названия некоторых веществ

Для некоторых наиболее известных или широко распространенных веществ употребляются только тривиальные названия, например: вода, аммиак, метан, алмаз, графит и другие. В этом случае такие тривиальные названия иногда называют специальными.

Как составляются названия веществ, относящихся к разным классам, вы узнаете из следующих параграфов.

ХИМИЧЕСКАЯ НОМЕНКЛАТУРА, СИСТЕМАТИЧЕСКОЕ НАЗВАНИЕ, ТРИВИАЛЬНОЕ НАЗВАНИЕ, СПЕЦИАЛЬНОЕ НАЗВАНИЕ.

1.Выпишите из предыдущих глав учебника десять тривиальных названий любых соединений (отсутствующих в таблице), запишите формулы этих веществ и дайте их систематические названия.

2.О чем говорят тривиальные названия " поваренная соль" , " кальцинированная сода" , " угарный газ" , " жженая магнезия" ?

8.2. Названия и формулы простых веществ

Названия большинства простых веществ совпадают с названиями соответствующих элементов. Только все аллотропные модификации углерода имеют свои особые названия: алмаз, графит, карбин и другие. Кроме этого имеет свое особое название одна из аллотропных модификаций кислорода – озон.

Простейшая формула простого немолекулярного вещества состоит только из символа соответствующего элемента, например: Na – натрий, Fe – железо, Si – кремний.

Аллотропные модификации обозначают, используя буквенные индексы или буквы греческого алфавита:

C(а) – алмаз; α - Sn – серое олово;

С(гр) – графит; β -Sn – белое олово.

В молекулярных формулах молекулярных простых веществ индекс, как вы знаете, показывает число атомов в молекуле вещества:

H2 – водород; O2 – кислород; Cl2 – хлор; O3 – озон.

В соответствии с номенклатурными правилами систематическое название такого вещества должно содержать приставку, показывающую число атомов в молекуле:

H2 – диводород;

O3 – трикислород;

P4 – тетрафосфор;

S8 – октасера и т. д., но в настоящее время это правило еще не стало общеупотребительным.

8.3. Формулы и названия бинарных веществ В соответствии с общим правилом в формуле бинарного вещества на первое место ставится символ элемента с меньшей электроотрицательностью атомов, а на второе – с большей, например: NaF, BaCl2, CO2, OF2 (а не FNa, Cl2Ba, O2C или F2O!).

Так как значения электроотрицательности для атомов разных элементов постоянно уточняются, обычно пользуются двумя практическими правилами:

1. Если бинарное соединения представляет собой соединение элемента, образующего металл, с элементом, образующим неметалл, то на первое место (слева) всегда ставится символ элемента, образующего металл.

2. Если оба элемента, входящие в состав соединения – элементы, образующие неметаллы, то их символы располагают в следующей последовательности:

B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F.

Примечание: следует помнить, что место азота в этом практическом ряду не соответствует его электроотрицательности; в соответствии с общим правилом его следовало бы поместить между хлором и кислородом.

Примеры: Al2O3, FeO, Na3P, PbCl2, Cr2S3, UO2 (по первому правилу);

BF3, CCl4, As2S3, NH3, SO3, I2O5, OF2 (по второму правилу).

Систематическое название бинарного соединения может быть дано двумя способами. Например, СО2 можно назвать диоксидом углерода – это название вам уже известно – и оксидом углерода(IV). Во втором названии в скобках указывается число Штока (степень окисления) углерода. Это делается для того, чтобы отличить это соединение от СО – оксида углерода(II).

Можно использовать и тот, и другой тип названия в зависимости от того, какой в данном случае более удобен.

Примеры (выделены более удобные названия):

Другие примеры:

Если атомы элемента, стоящего в формуле вещества на первом месте, проявляют только одну положительную степень окисления, то ни числовые приставки, ни обозначение этой степени окисления в названии вещества обычно не используются, например:

Na2O – оксид натрия; KCl – хлорид калия;

Cs2S – сульфид цезия; BaCl2 – хлорид бария;

BCl3 – хлорид бора; HCl – хлорид водорода (хлороводород);

Al2O3 – оксид алюминия; H2S – сульфид водорода (сероводород).

1.Составьте систематические названия веществ (для бинарных веществ – двумя способами):

а) O2, FeBr2, BF3, CuO, HI;

б) N2, FeCl2, Al2S3, CuI, H2Te;

в) I2, PCl5, MnBr2, BeH2, Cu2O.

2.Назовите двумя способами каждый из оксидов азота: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. Подчеркните более удобные названия.

3.Запишите формулы следующих веществ:

а) фторид натрия, сульфид бария, гидрид стронция, оксид лития;

б) фторид углерода(IV), сульфид меди(II), оксид фосфора(III), оксид фосфора(V);

в) диоксид кремния, пентаоксид дийода, триоксид дифосфора, дисульфид углерода;

г) селеноводород, бромоводород, йодоводород, теллуроводород;

д) метан, силан, аммиак, фосфин.

4.Сформулируйте правила составления формул бинарных веществ по положению элементов, входящих в состав этого вещества, в системе элементов.

8.4. Формулы и названия более сложных веществ

Как вы уже заметили, в формуле бинарного соединения на первом месте стоит символ катиона или атома с частичным положительным зарядом, а на втором – аниона или атома с частичным отрицательным зарядом. Точно также составляются формулы и более сложных веществ, но места атомов или простых ионов в них занимают группы атомов или сложные ионы.

В качестве примера рассмотрим соединение (NH4)2CO3. В нем на первом месте стоит формула сложного катиона (NH4#plus.gif ), а на втором – формула сложного аниона (CO32 #minus.gif ).

В формуле самого сложного иона на первое место ставится символ центрального атома, то есть атома, с которым связаны остальные атомы (или группы атомов) этого иона, а в названии указывается степень окисления центрального атома.

Примеры систематических названий:

Na2SO4 тетраоксосульфат(VI) натрия(I),

K2SO3 триоксосульфат(IV) калия(II),

CaCO3 триоксокарбонат(IV) кальция(II),

(NH4)3PO4 тетраоксофосфат(V) аммония,

PH4Cl хлорид фосфония,

Mg(OH)2 гидроксид магния(II).

Такие названия точно отражают состав соединения, но очень громоздки. Поэтому вместо них обычно используют сокращенные (полусистематические) названия этих соединений:

Na2SO4 сульфат натрия,

K2SO3 сульфит калия,

CaCO3 карбонат кальция,

(NH4)3PO4 фосфат аммония,

Mg(OH)2 гидроксид магния.

Систематические названия кислот составляется так, как будто кислота – соль водорода:

H2SO4 тетраоксосульфат(VI) водорода,

H2CO3 триоксокарбонат(IV) водорода,

H2[SiF6] гексафторосиликат(IV) водорода.(О причинах применения квадратных скобок в формуле этого соединения вы узнаете позже)

Но для наиболее известных кислот номенклатурные правила допускают применение их тривиальных названий, которые вместе с названиями соответствующих анионов приведены в таблице 27.

Таблица 27. Названия некоторых кислот и их анионов

* * *

В этой главе вы познакомились только с самыми основными правилами химической номенклатуры. С другими правилами вы будете знакомиться по мере необходимости.

ПОЛУСИСТЕМАТИЧЕСКИЕ НАЗВАНИЯ КИСЛОТ И СОЛЕЙ.

Назовите следующие вещества:

а) Fe(NO3)3, H2SeO4, Cr(OH)3, (NH4)3PO4;

б) Cr2(SO4)3, CrSO4, CrCl3, CrO3, Cr2S3;

в) Na2SO4, Na2SO3, Na2S;

г) KNO3, KNO2, K3N;

д) HBr, H3BO3, (H3O)2SO4, (H3O)3PO4;

е) KMnO4, K2S2O7, K3[AuCl6], K3[Al(OH)6].

2.Составьте формулы следующих веществ:

а) карбонат магния, нитрат свинца(II), нитрит лития;

б) гидроксид хрома(III), бромид алюминия, сульфид железа(II);

в) нитрат серебра, бромид фосфора(V), фосфат кальция.

 

Глава 9. Химические реакции

9.1. Какие бывают химические реакции

Вспомним, что химическими реакциями мы называем любые химические явления природы. При химической реакции происходит разрыв одних и образование других химических связей. В результате реакции из одних химических веществ получаются другие вещества (см. гл. 1).

Выполняя домашнее задание к § 2.5, вы познакомились с традиционным выделением из всего множества химических превращений реакций четырех основных типов, тогда же вы предложили и их названия: реакции соединения, разложения, замещения и обмена.

Примеры реакций соединения:

C + O2 = CO2; (1)

Na2O + CO2 = Na2CO3; (2)

NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3. (3)

Примеры реакций разложения:

2Ag2O 4Ag + O2­ ; (4)

CaCO3 CaO + CO2­ ; (5)

(NH4)2Cr2O7 N2­ + Cr2O3 + 4H2O­ . (6)

Примеры реакций замещения:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu ; (7)

2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2­ . (9)

Примеры реакций обмена:

Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)

HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (11)

AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)

Традиционная классификация химических реакций не охватывает все их разнообразие – кроме реакций четырех основных типов существует еще и множество более сложных реакций.

Выделение двух других типов химических реакций основано на участии в них двух важнейших нехимических частиц: электрона и протона.

При протекании некоторых реакций происходит полная или частичная передача электронов от одних атомов к другим. При этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав исходных веществ, изменяются; из приведенных примеров это реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Эти реакции называются окислительно-восстановительными.

В другой группе реакций от одной реагирующей частицы к другой переходит ион водорода (Н+), то есть протон. Такие реакции называют кислотно-основными реакциями или реакциями с передачей протона.

Среди приведенных примеров такими реакциями являются реакции 3, 10 и 11. По аналогии с этими реакциями окислительно-восстановительные реакции иногда называют реакциями с передачей электрона. С ОВР вы познакомитесь в § 2, а с КОР – в следующих главах.

РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ, РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ, РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ, РЕАКЦИИ ОБМЕНА, ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ, КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ.

Составьте уравнения реакций, соответствующих следующим схемам:

а) HgO Hg + O2(t); б) Li2O + SO2 Li2SO3; в) Cu(OH)2 CuO + H2O (t);

г) Al + I2 AlI3; д) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; е) Mg + H3PO4 Мg3(PO4)2 + H2;

ж) Al + O2 Al2O3 (t); и) KClO3 + P P2O5 + KCl (t); к) CuSO4 + Al Al2(SO4)3 + Cu;

л) Fe + Cl2 FeCl3 (t); м) NH3 + O2 N2 + H2O (t); н) H2SO4 + CuO CuSO4 + H2O.

Укажите традиционный тип реакции. Отметьте окислительно-восстановительные и кислотно-основные реакции. В окислительно-восстановительных реакциях укажите, атомы каких элементов меняют свои степени окисления.

9.2. Окислительно-восстановительные реакции

Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции

Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель.

Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.

В нашей реакции веществом-окислителем является оксид железа(III), а веществом-восстановителем – оксид углерода(II).

В тех случаях, когда атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего параграфа), понятия " вещество-окислитель" и " вещество-восстановитель" не используются.

Таким образом, типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные присоединять электроны (полностью или частично), понижая свою степень окисления. Из простых веществ это прежде всего галогены и кислород, в меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ – вещества, в состав которых входят атомы в высших степенях окисления, не склонные в этих степенях окисления образовывать простые ионы: HNO3 (N+V), KMnO4 (Mn+VII), CrO3 (Cr+VI), KClO3 (Cl+V), KClO4 (Cl+VII) и др.

Типичными восстановителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные полностью или частично отдавать электроны, повышая свою степень окисления. Из простых веществ это водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Из сложных веществ – H2S и сульфиды (S–II), SO2 и сульфиты (S+IV), йодиды (I–I), CO (C+II), NH3 (N–III) и др.

В общем случае почти все сложные и многие простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:

SO2 + Cl2 = S + Cl2O2 (SO2 – сильный восстановитель);

SO2 + C = S + CO2 (t) (SO2 – слабый окислитель);

C + O2 = CO2(t) (C – восстановитель);

C + 2Ca = Ca2C (t) (С – окислитель).

Вернемся к реакции, разобранной нами в начале этого параграфа.

Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe+III) превратились в атомы-восстановители (Fe0), а атомы-восстановители (C+II) превратились в атомы-окислители (C+IV). Но CO2 в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:

Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.

Окислительно-восстановительные свойства веществ можно сравнивать только в одинаковых условиях. В некоторых случаях это сравнение может быть проведено количественно.

Выполняя домашнее задание к первому параграфу этой главы, вы убедились, что подобрать коэффициенты в некоторых уравнениях реакций (особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения этой задачи в случае окислительно-восстановительных реакций используют следующие два метода:

а) метод электронного баланса и

б) метод электронно-ионного баланса.

Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а метод электронно-ионного баланса обычно изучается в высших учебных заведениях.

Оба эти метода основаны на том, что электроны в химических реакциях никуда не исчезают и ниоткуда не появляются, то есть число принятых атомами электронов равно числу электронов, отданных другими атомами.

Число отданных и принятых электронов в методе электронного баланса определяется по изменению степени окисления атомов. При использовании этого метода необходимо знать состав как исходных веществ, так и продуктов реакции.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примерах.

Пример 1 . Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:

Fe + Cl2 FeCl3.

Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:

Атомы железа отдают электроны, а молекулы хлора их принимают. Выразим эти процессы электронными уравнениями:

Fe – 3e– = Fe+III,

Cl2 + 2e – = 2Cl–I.

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:

Введя коэффициенты 2 и 3 в схему реакции, получаем уравнение реакции:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

Пример 2 . Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):

Молекулы белого фосфора отдают электроны (окисляются), а молекулы хлора их принимают (восстанавливаются):

Полученные первоначально множители (2 и 20) имели общий делитель, на который (как будущие коэффициенты в уравнении реакции) и были разделены. Уравнение реакции:

P4 + 10Cl2 = 4PCl5.

Пример 3 . Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге сульфида железа(II) в кислороде.

Схема реакции:

В этом случае окисляются и атомы железа(II), и атомы серы(– II). В состав сульфида железа(II) атомы этих элементов входят в отношении 1:1 (см. индексы в простейшей формуле).

Электронный баланс:

Уравнение реакции: 4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2.

Пример 4 . Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.

Схема реакции:

Как и в предыдущем примере, здесь тоже окисляются и атомы железа(II), и атомы серы, но со степенью окисления – I. В состав пирита атомы этих элементов входят в отношении 1:2 (см. индексы в простейшей формуле). Именно в этом отношении атомы железа и серы вступают в реакцию, что и учитывается при составлении электронного баланса:

Уравнение реакции: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

Встречаются и более сложные случаи ОВР, с некоторыми из них вы познакомитесь, выполняя домашнее задание.

АТОМ-ОКИСЛИТЕЛЬ, АТОМ-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ОКИСЛИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА, ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ.

1.Составьте электронный баланс к каждому уравнению ОВР, приведенному в тексте § 1 этой главы.

2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз для расстановки коэффициентов используйте метод электронного баланса. 3.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим схемам: а) Na + I2 NaI;

б) Na + O2 Na2O2;

в) Na2O2 + Na Na2O;

г) Al + Br2 AlBr3;

д) Fe + O2 Fe3O4 (t);

е) Fe3O4 + H2 FeO + H2O (t);

ж) FeO + O2 Fe2O3 (t);

и) Fe2O3 + CO Fe + CO2 (t);

к) Cr + O2 Cr2O3 (t);

л) CrO3 + NH3 Cr2O3 + H2O + N2 (t);

м) Mn2O7 + NH3 MnO2 + N2 + H2O;

н) MnO2 + H2 Mn + H2O (t);

п) MnS + O2 MnO2 + SO2 (t)

р) PbO2 + CO Pb + CO2 (t);

с) Cu2O + Cu2S Cu + SO2 (t);

т) CuS + O2 Cu2O +SO2 (t);

у) Pb3O4 + H2 Pb + H2O (t).

9.3. Экзотермические реакции. Энтальпия

Почему происходят химические реакции?

Для ответа на этот вопрос вспомним, почему отдельные атомы объединяются в молекулы, почему из изолированных ионов образуется ионный кристалл, почему при образовании электронной оболочки атома действует принцип наименьшей энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же: потому, что это энергетически выгодно. Это значит, что при протекании таких процессов выделяется энергия. Казалось бы, что и химические реакции должны протекать по этой же причине. Действительно, можно провести множество реакций, при протекании которых выделяется энергия. Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.

Если при экзотермической реакции теплота не успевает отводиться, то реакционная система нагревается.

Например, в реакции горения метана

СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г)

выделяется столько теплоты, что метан используется как топливо.

Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота, можно отразить в уравнении реакции:

СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г) + Q.

Это так называемое термохимическое уравнение. Здесь символ "+Q" означает, что при сжигании метана выделяется теплота. Эта теплота называется тепловым эффектом реакции.

Откуда же берется выделяющаяся теплота?

Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и образуются химические связи. В данном случае рвутся связи между атомами углерода и водорода в молекулах СН4, а также между атомами кислорода в молекулах О2. При этом образуются новые связи: между атомами углерода и кислорода в молекулах СО2 и между атомами кислорода и водорода в молекулах Н2О. Для разрыва связей нужно затратить энергию (см. "энергия связи" , "энергия атомизации" ), а при образовании связей энергия выделяется. Очевидно, что, если "новые" связи более прочные, чем "старые" , то энергии выделится больше, чем поглотится. Разность между выделившейся и поглощенной энергией и составляет тепловой эффект реакции.

Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется в килоджоулях, например:

2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 484 кДж.

Такая запись означает, что 484 килоджоуля теплоты выделится, если два моля водорода прореагируют с одним молем кислорода и при этом образуется два моля газообразной воды (водяного пара).

Таким образом, в термохимических уравнениях коэффициенты численно равны количествам вещества реагентов и продуктов реакции .

От чего зависит тепловой эффект каждой конкретной реакции?

Тепловой эффект реакции зависит

а) от агрегатных состояний исходных веществ и продуктов реакции,

б) от температуры и

в) от того, происходит ли химическое превращение при постоянном объеме или при постоянном давлении.

Зависимость теплового эффекта реакции от агрегатного состояния веществ связана с тем, что процессы перехода из одного агрегатного состояния в другое (как и некоторые другие физические процессы) сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Это также может быть выражено термохимическим уравнением. Пример – термохимическое уравнение конденсации водяного пара:

Н2О(г) = Н2О(ж) + Q.

В термохимических уравнениях, а при необходимости и в обычных химических уравнениях, агрегатные состояния веществ указываются с помощью буквенных индексов:

(г) – газ,

(ж) – жидкость,

(т) или (кр) – твердое или кристаллическое вещество.

Зависимость теплового эффекта от температуры связана с различиями в теплоемкостях исходных веществ и продуктов реакции.

Так как в результате экзотермической реакции при постоянном давлении всегда увеличивается объем системы, то часть энергии уходит на совершение работы по увеличению объема, и выделяющаяся теплота будет меньше, чем в случае протекания той же реакции при постоянном объеме.

Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают для реакций, протекающих при постоянном объеме при 25 ° С и обозначают символом Qo.

Если энергия выделяется только в виде теплоты, а химическая реакция протекает при постоянном объеме, то тепловой эффект реакции (Q V ) равен изменению внутренней энергии (D U) веществ-участников реакции, но с противоположным знаком:

Q V = – Δ U.

Под внутренней энергией тела понимают суммарную энергию межмолекулярных взаимодействий, химических связей, энергию ионизации всех электронов, энергию связей нуклонов в ядрах и все прочие известные и неизвестные виды энергии, " запасенные" этим телом. Знак " – " обусловлен тем, что при выделении теплоты внутренняя энергия уменьшается. То есть

Δ U = – Q V .

Если же реакция протекает при постоянном давлении, то объем системы может изменяться. На совершение работы по увеличению объема также уходит часть внутренней энергии. В этом случае

Δ U = – (Q P + A ) = –(Q P + P Δ V),

где Q p – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Отсюда

Q P = – Δ U – PΔ V .

Величина, равная Δ U + PΔ V получила название изменение энтальпии и обозначается D H.

Δ H = Δ U + PΔ V.

Следовательно

Q P = – Δ H.

Таким образом, при выделении теплоты энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое название этой величины: " теплосодержание" .

В отличие от теплового эффекта, изменение энтальпии характеризует реакцию независимо от того, протекает она при постоянном объеме или постоянном давлении. Термохимические уравнения, записанные с использованием изменения энтальпии, называются термохимическими уравнениями в термодинамической форме. При этом приводится значение изменения энтальпии в стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое Δ H о . Например:

2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) Δ H о = – 484 кДж;

CaO(кр) + H2O(ж) = Сa(OH)2(кр) Δ H о = – 65 кДж.

Зависимость количества теплоты, выделяющейся в реакции (Q) от теплового эффекта реакции (Qo) и количества вещества (nБ) одного из участников реакции (вещества Б – исходного вещества или продукта реакции) выражается уравнением:

Здесь Δ Б – количество вещества Б, задаваемое коэффициентом перед формулой вещества Б в термохимическом уравнении.

Задача

Определите количество вещества водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты.

Решение

Ответ: n(H2O) = 7 моль.

ЭКЗОТЕРМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ, ТЕРМОХИМИЧЕСКОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ, ИЗМЕНЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ.

1.Приведите примеры известных вам экзотермических реакций.

2.Как вы думаете, может ли реакционная система при протекании экзотермической реакции охлаждаться?

3.Какое количество теплоты выделится при сгорании 320 г серы в кислороде по реакции:

S(кр) + O2(г) = SO2(г) + 297 кДж?

4.Какое количество теплоты выделится при сгорании 405 г алюминия в кислороде по реакции:

4Al(кр) + 3O2(г) = 2Al2O3(кр) + 3350 кДж?

5.Определите объем водорода, прореагировавшего с кислородом (объему газов измерены при н. у.), если при этом выделилось 114,4 кДж теплоты.

6.Тепловой эффект реакции взаимодействия кристаллического алюминия с газообразным хлором равен 1408 кДж. Запишите термохимическое уравнение этой реакции и определите массу алюминия, необходимого для получения 2816 кДж теплоты с использованием этой реакции.

7.Определите количество теплоты, выделяющейся при сгорании на воздухе 1 кг угля, содержащего 90 % графита, если тепловой эффект реакции горения графита в кислороде равна 394 кДж.

9.4. Эндотермические реакции. Энтропия

Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими.

Тепловой эффект таких реакций отрицательный. Например:

CaCO3(кр) = CaO(кр) +CO2(г) – Q,

2HgO(кр) = 2Hg(ж) + O2(г) – Q,

2AgBr(кр) = 2Ag(кр) + Br2(г) – Q.

Таким образом, энергия, выделяющаяся при образовании связей в продуктах этих и им подобных реакций, меньше, чем энергия, необходимая для разрыва связей в исходных веществах.

Что же является причиной протекания таких реакций, ведь энергетически они невыгодны?

Раз такие реакции возможны, значит существует какой-то неизвестный нам фактор, являющийся причиной их протекания. Попробуем его обнаружить.

Возьмем две колбы и заполним одну из них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и температура в колбах были одинаковыми. Известно, что эти вещества между собой не вступают в химическую реакцию. Герметично соединим колбы горлышками и установим их вертикально, так, чтобы колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу (рис. 9.1). Через некоторое время мы увидим, что бурый диоксид азота постепенно распространяется в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска содержимого колб становится одинаковой.

Что же заставляет газы смешиваться?

Хаотическое тепловое движение молекул.

Приведенный опыт показывает, что самопроизвольно, без какого бы то ни было нашего (внешнего) воздействия может протекать процесс, тепловой эффект которого равен нулю. А он действительно равен нулю, потому что химического взаимодействия в данном случае нет (химические связи не рвутся и не образуются), а межмолекулярное взаимодействие в газах ничтожно и практически одинаково.

Наблюдаемое явление представляет собой частный случай проявления всеобщего закона Природы, в соответствии с которым системы, состоящие из большого числа частиц, всегда стремятся к наибольшей неупорядоченности.

Мерой такой неупорядоченности служит физическая величина, называемая энтропией.

Таким образом,

Уравнения связи между энтропией (S) и другими величинами изучаются в курсах физики и физической химии. Единица измерений энтропии [S] = 1 Дж/К.

Энтропия возрастает при нагревании вещества и уменьшается при его охлаждении. Особенно сильно она возрастает при переходе вещества из твердого в жидкое и из жидкого в газообразное состояние.

Что же произошло в нашем опыте?

При смешении двух разных газов степень неупорядоченности возросла. Следовательно, возросла энтропия системы. При нулевом тепловом эффекте это и послужило причиной самопроизвольного протекания процесса.

Если теперь мы захотим разделить смешавшиеся газы, то нам придется совершить работу, то есть затратить для этого энергию. Самопроизвольно (за счет теплового движения) смешавшиеся газы никогда не разделятся!

Итак, мы с вами обнаружили два фактора, определяющих возможность протекания многих процессов, в том числе и химических реакций:

1) стремление системы к минимуму энергии (энергетический фактор) и

2) стремление системы к максимуму энтропии (энтропийный фактор).

Посмотрим теперь, как влияют на возможность протекания химических реакций различные комбинации этих двух факторов.

1. Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается меньше, чем энергия исходных веществ, а энтропия больше (" под гору к большему беспорядку" ), то такая реакция может протекать и будет экзотермической.

2. Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается больше, чем энергия исходных веществ, а энтропия меньше (" в гору к большему порядку" ), то такая реакция не идет.

3. Если в предполагаемой реакции энергетический и энтропийный факторы действуют в разные стороны (" под гору, но к большему порядку" или " в гору, но к большему беспорядку" ), то без специальных расчетов сказать что-либо о возможности протекания такой реакции нельзя (" кто перетянет" ). Подумайте, к какому из этих случаев относятся эндотермические реакции.

Возможность протекания химической реакции можно оценить, рассчитав изменение в ходе реакции физической величины, зависящей как от изменения энтальпии, так и от изменения энтропии в этой реакции. Такая физическая величина называется энергией Гиббса (в честь американского физикохимика XIX в. Джозайя Уилларда Гиббса).

Δ G = Δ H – T Δ S

Условие самопроизвольного протекания реакции:

Δ G < 0.

При низких температурах фактором, определяющим возможность протекания реакции в большей степени является энергетический фактор, а при высокой – энтропийный. Из приведенного уравнения, в частности, видно, почему не протекающие при комнатной температуре реакции разложения (энтропия увеличивается) начинают идти при повышенной температуре.

ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, ЭНТРОПИЯ, ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ФАКТОР, ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР, ЭНЕРГИЯ ГИББСА.

1.Приведите примеры известных вам эндотермических процессов.

2.Почему энтропия кристалла хлорида натрия меньше, чем энтропия расплава, полученного из этого кристалла?

3.Тепловой эффект реакции восстановления меди из ее оксида углем

2CuO(кр) + C(графит) = 2Cu(кр) + CO2(г)

составляет –46 кДж. Запишите термохимическое уравнение и рассчитайте, какую энергию нужно затратить для получения 1 кг меди по такой реакции.

4.При прокаливании карбоната кальция было затрачено 300 кДж теплоты. При этом по реакции

CaCO3(кр) = CaO(кр) + CO2(г) – 179кДж

образовалось 24,6 л углекислого газа. Определите, какое количество теплоты было израсходовано бесполезно. Сколько граммов оксида кальция при этом образовалось?

5.При прокаливании нитрата магния образуется оксид магния, газообразный диоксид азота и кислород. Тепловой эффект реакции равен –510 кДж. Составьте термохимическое уравнение и определите, какое количество теплоты поглотилось, если выделилось 4,48 л кислорода. Какова масса разложившегося нитрата магния?

 

Глава 10.Водород, кислород, вода

10.1.Водород

Название "водород"относится и к химическому элементу, и к простому веществу. Элемент водород состоит из атомов водорода. Простое вещество водород состоит из молекул водорода.

а) Химический элемент водород

В естественном ряду элементов порядковый номер водорода – 1. В системе элементов водород находится в первом периоде в IA или VIIA группе.

Водород – один из самых распространенных элементов на Земле. Молярная доля атомов водорода в атмосфере, гидросфере и литосфере Земли (все вместе это называется земной корой) равна 0,17. Он входит в состав воды, многих минералов, нефти, природного газа, растений и животных. В теле человека в среднем содержится около 7 килограммов водорода.

Существуют три изотопа водорода:

а) легкий водород – протий,

б) тяжелый водород – дейтерий (D),

в) сверхтяжелый водород – тритий (Т).

Тритий неустойчивый (радиоактивный) изотоп, поэтому в природе он практически не встречается. Дейтерий устойчив, но его очень мало: wD = 0,015% (от массы всего земного водорода). Поэтому атомная масса водорода очень мало отличается от 1 Дн (1,00794 Дн).

б) Атом водорода

Из предыдущих разделов курса химии вам уже известны следующие характеристики атома водорода:

Валентные возможности атома водорода определяются наличием одного электрона на единственной валентной орбитали. Большая энергия ионизации делает атом водорода не склонным к отдаче электрона, а не слишком высокая энергия сродства к электрону приводит к незначительной склонности его принимать. Следовательно, в химических системах образование катиона Н#plus.gif невозможно, а соединения с анионом Н#minus.gif не очень устойчивы. Таким образом, для атома водорода наиболее характерно образование с другими атомами ковалентной связи за счет своего одного неспаренного электрона. И в случае образования аниона, и в случае образования ковалентной связи атом водорода одновалентен.

В простом веществе степень окисления атомов водорода равна нулю, в большинстве соединений водород проявляет степень окисления +I, и только в гидридах наименее электроотрицательных элементов у водорода степень окисления –I.

Сведения о валентных возможностях атома водорода приведены в таблице 28. Валентное состояние атома водорода, связанного одной ковалентной связью с каким-либо атомом, в таблице обозначено символом "H—".

Таблица 28.Валентные возможности атома водорода

в) Молекула водорода

Двухатомная молекула водорода Н2 образуется при связывании атомов водорода единственной возможной для них ковалентной связью. Связь образуется по обменному механизму. По способу перекрывания электронных облаков это s-связь (рис. 10.1 а). Так как атомы одинаковы, связь неполярная.

Межатомное расстояние (точнее равновесное межатомное расстояние, ведь атомы-то колеблются) в молекуле водорода r(H–H) = 0,74 A (рис.10.1 в), что значительно меньше суммы орбитальных радиусов (1,06 A). Следовательно, электронные облака связываемых атомов перекрываются глубоко (рис. 10.1 б), и связь в молекуле водорода прочная. Об этом же говорит и довольно большое значение энергии связи (454 кДж/моль).

Если охарактеризовать форму молекулы граничной поверхностью (аналогичной граничной поверхности электронного облака), то можно сказать, что молекула водорода имеет форму слегка деформированного (вытянутого) шара (рис. 10.1 г).

г) Водород (вещество)

При обычных условиях водород – газ без цвета и запаха. В небольших количествах он нетоксичен. Твердый водород плавится при 14 К (–259 °С), а жидкий водород кипит при 20 К (–253 °С). Низкие температуры плавления и кипения, очень маленький температурный интервал существования жидкого водорода (всего 6 °С), а также небольшие значения молярных теплот плавления (0,117 кДж/моль) и парообразования (0,903 кДж/моль) говорят о том, что межмолекулярные связи в водороде очень слабые.

Плотность водорода r(Н2) = (2 г/моль):(22,4 л/моль) = 0,0893 г/л. Для сравнения: средняя плотность воздуха равна 1,29 г/л. То есть водород в 14,5 раза "легче"воздуха. В воде он практически нерастворим.

При комнатной температуре водород малоактивен, но при нагревании реагирует со многими веществами. В этих реакциях атомы водорода могут как повышать, так и понижать свою степень окисления: Н2 + 2е– = 2Н–I, Н2 – 2е– = 2Н+I.

В первом случае водород является окислителем, например, в реакциях с натрием или с кальцием: 2Na + H2 = 2NaH, (t) Ca + H2 = CaH2. (t)

Но более характерны для водорода восстановительные свойства: O2 + 2H2 = 2H2O, (t)

CuO + H2 = Cu + H2O. (t)

При нагревании водород окисляется не только кислородом, но и некоторыми другими неметаллами, например, фтором, хлором, серой и даже азотом.

В лаборатории водород получают в результате реакции

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

Вместо цинка можно использовать железо, алюминий и некоторые другие металлы, а вместо серной кислоты – некоторые другие разбавленные кислоты. Образующийся водород собирают в пробирку методом вытеснения воды (см. рис. 10.2 б) или просто в перевернутую колбу (рис. 10.2 а).

В промышленности в больших количествах водород получают из природного газа (в основном это метан) при взаимодействии его с парами воды при 800 °С в присутствии никелевого катализатора:

CH4 + 2H2O = 4H2 +CO2 (t, Ni)

или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:

2H2O + С = 2H2 + CO2. (t)

Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):

2H2O = 2H2+ O2(электролиз).

д) Соединения водорода

Гидриды (бинарные соединения, содержащие водород) делятся на два основных типа:

а) летучие (молекулярные) гидриды,

б) солеобразные (ионные) гидриды.

Элементы IVА – VIIA групп и бор образуют молекулярные гидриды. Из них устойчивы только гидриды элементов, образующих неметаллы:

B2H6 ;CH4; NH3; H2O; HF

SiH4 ;PH3; H2S; HCl

AsH3; H2Se; HBr

H2Te; HI

За исключением воды, все эти соединения при комнатной температуре – газообразные вещества, отсюда их название – "летучие гидриды" .

Некоторые из элементов, образующих неметаллы, входят в состав и более сложных гидридов. Например, углерод образует соединения с общими формулами Cn H2 n +2 , Cn H2 n , Cn H2 n –2 и другие, где n может быть очень велико (эти соединения изучает органическая химия).

К ионным гидридам относятся гидриды щелочных, щелочноземельных элементов и магния. Кристаллы этих гидридов состоят из анионов Н#minus.gif и катионов металла в высшей степени окисления Ме#plus.gif или Ме2 #plus.gif (в зависимости от группы системы элементов).

И ионные, и почти все молекулярные гидриды (кроме Н2О и НF) являются восстановителями, но ионные гидриды проявляют восстановительные свойства значительно сильнее, чем молекулярные.

Кроме гидридов, водород входит в состав гидроксидов и некоторых солей. Со свойствами этих, более сложных, соединений водорода вы познакомитесь в следующих главах.

Главными потребителями получаемого в промышленности водорода являются заводы по производству аммиака и азотных удобрений, где аммиак получают непосредственно из азота и водорода:

N2 +3H2 2NH3 (Р, t, Pt – катализатор).

В больших количествах водород используют для получения метилового спирта (метанола) по реакции 2Н2 + СО = СН3ОН (t, ZnO – катализатор), а также в производстве хлороводорода, который получают непосредственно из хлора и водорода:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Иногда водород используют в металлургии в качестве восстановителя при получении чистых металлов, например: Fe2O3 + 3H2= 2Fe + 3H2O.

1.Из каких частиц состоят ядра а) протия, б) дейтерия, в) трития?

2.Сравните энергию ионизации атома водорода с энергией ионизации атомов других элементов. К какому элементу по этой характеристике водород ближе всего?

3.Проделайте то же для энергии сродства к электрону

4.Сравните направление поляризации ковалентной связи и степень окисления водорода в соединениях: а) BeH2,CH4, NH3, H2O, HF; б) CH4, SiH4,GeH4.

5.Запишите простейшую, молекулярную, структурную и пространственную формулу водорода. Какая из них чаще всего используется?

6.Часто говорят: " Водород легче воздуха". Что под этим подразумевается? В каких случаях это выражение можно понимать буквально, а в каких –нет?

7.Составьте структурные формулы гидридов калия и кальция, а также аммиака, сероводорода и бромоводорода.

8.Зная молярные теплоты плавления и парообразования водорода, определите значения соответствующих удельных величин.

9.Для каждой из четырех реакций, иллюстрирующих основные химические свойства водорода , составьте электронный баланс. Отметьте окислители и восстановители.

10.Определите массу цинка, необходимого для получения 4,48 л водорода лабораторным способом.

11.Определите массу и объем водорода, который можно получить из 30 м3 смеси метана и паров воды, взятых в объемном отношении 1:2, при выходе 80 %.

12.Составьте уравнения реакций, протекающихпри взаимодействии водорода а) со фтором, б) с серой.

13.Приведенные ниже схемы реакций иллюстрируют основные химические свойства ионных гидридов:

а) MH + O2 MOH (t); б) MH + Cl2 MCl + HCl (t);

в) MH + H2O MOH + H2; г) MH + HCl(p) MCl + H2

Здесь М – это литий, натрий, калий, рубидий или цезий. Составьте уравнения соответствующих реакций в случае, если М – натрий. Проиллюстрируйте уравнениями реакций химические свойства гидрида кальция.

14.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения следующих реакций, иллюстрирующих восстановительные свойства некоторых молекулярных гидридов:

а) HI + Cl2 HCl + I2 (t); б) NH3 + O2 H2O + N2 (t); в) CH4 + O2 H2O + CO2 (t).

10.2 Кислород Как и в случае водорода, слово "кислород" является названием и химического элемента, и простого вещества. Кроме простого вещества "кислород" (дикислород) химический элемент кислородобразует еще одно простое вещество, называемое " озон"(трикислород). Это аллотропные модификации кислорода. Вещество кислород состоит из молекул кислорода O2, а вещество озон состоит из молекул озона O3.

а) Химический элемент кислород

В естественном ряду элементов порядковый номер кислорода – 8. В системе элементов кислород находится во втором периоде в VIA группе.

Кислород – самый распространенный элемент на Земле. В земной коре каждый второй атом – атом кислорода, то есть молярная доля кислорода в атмосфере, гидросфере и литосфереЗемли – около 50 %. Кислород (вещество) – составная часть воздуха. Объемная доля кислорода в воздухе –21 %. Кислород (элемент) входит в состав воды, многих минералов, а также растений и животных. В теле человека содержится в среднем 43 кг кислорода.

Природный кислород состоит из трех изотопов (16О, 17О и 18О), из которых наиболее распространен самый легкий изотоп 16О. Поэтому атомная масса кислорода близка к 16 Дн (15,9994 Дн).

б) Атом кислорода

Вам известны следующие характеристики атома кислорода.

Таблица 29. Валентные возможности атома кислорода

* Эти оксиды можно рассматривать и как ионные соединения.

** Атомы кислорода в молекуле не находятся в данном валентном состоянии; это лишь пример вещества со степенью окисления атомов кислорода, равной нулю

Большая энергия ионизации (как у водорода) исключает образование из атома кислорода простого катиона. Энергия сродства к электрону довольно велика (почти в два раза больше, чем у водорода), что обеспечивает большую склонность атома кислорода к присоединению электронов и способность образовывать анионы О2A. Но энергия сродства к электрону у атома кислорода все же меньше, чем у атомов галогенов и даже других элементов VIA группы. Поэтому анионы кислорода (оксид-ионы) существуют только в соединениях кислорода с элементами, атомы которых очень легко отдают электроны.

Обобществляя два неспаренных электрона, атом кислорода может образовать две ковалентные связи. Две неподеленные пары электронов из-за невозможности возбуждения могут вступать только в донорно-акцепторное взаимодействие. Таким образом, без учета кратности связи и гибридизации атом кислорода может находиться в одном из пяти валентных состояний (табл. 29).

Наиболее характерно для атома кислорода валентное состояние с Wк = 2, то есть образование двух ковалентных связей за счет двух неспаренных электронов.

Очень высокая электроотрицательность атома кислорода (выше – только у фтора) приводит к тому, что в большинстве своих соединений кислород имеет степень окисления –II. Существуют вещества, в которых кислород проявляет и другие значения степени окисления, некоторые из них приведены в таблице 29 в качестве примеров, а сравнительная устойчивость показана на рис. 10.3.

в) Молекула кислорода

Экспериментально установлено, что двухатомная молекула кислорода О2 содержит два неспаренных электрона. Используя метод валентных связей, такое электронное строение этой молекулы объяснить невозможно. Тем не менее, связь в молекуле кислорода близка по свойствам к ковалентной. Молекула кислорода неполярна. Межатомное расстояние (ro–o = 1,21 A = 121 нм) меньше, чем расстояние между атомами, связанными простой связью. Молярная энергия связи довольно велика и составляет 498 кДж/моль.

г) Кислород (вещество)

При обычных условиях кислород – газ без цвета и запаха. Твердый кислород плавится при 55 К (–218 °С), а жидкий кислород кипит при 90 К (–183 °С).

Межмолекулярные связи в твердом и жидком кислороде несколько более прочные, чем в водороде, о чем свидетельствует больший температурный интервал существования жидкого кислорода (36 °С) и большие, чем у водорода, молярные теплоты плавления (0,446 кДж/моль) и парообразования (6,83 кДж/моль).

Кислород незначительно растворим в воде: при 0 °С в 100 объемах воды (жидкой!) растворяется всего 5 объемов кислорода (газа!).

Высокая склонность атомов кислорода к присоединению электронов и высокая электроотрицательность приводят к тому, что кислород проявляет только окислительные свойства. Эти свойства особенно ярко проявляются при высокой температуре.

Кислород реагирует со многими металлами: 2Ca + O2 = 2CaO, 3Fe + 2O2 = Fe3O4 (t);

неметаллами: C + O2 = CO2, P4 + 5O2 = P4O10,

и сложными веществами: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O, 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2.

Чаще всего в результате таких реакций получаются различные оксиды (см. гл. II § 5), но активные щелочные металлы, например натрий, сгорая, превращаются в пероксиды:

2Na + O2 = Na2O2.

Структурная формула получившегося пероксида натрия (Na#plus.gif )2(#minus.gif O—O#minus.gif ).

Тлеющая лучинка, помещенная в кислород, вспыхивает. Это удобный и простой способ обнаружения чистого кислорода.

В промышленности кислород получают из воздуха путем ректификации (сложной разгонки), а в лаборатории – подвергая термическому разложению некоторые кислородсодержащие соединения, например:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2(200 °С);

2KClO3 = 2KCl + 3O2 (150 °С, MnO2 – катализатор);

2KNO3 = 2KNO2 + 3O2 (400 °С)

и, кроме того, путем каталитического разложения пероксида водорода при комнатной температуре: 2H2O2 = 2H2O + O2­ (MnO2–катализатор).

Чистый кислород используют в промышленности для интенсификации тех процессов, в которых происходит окисление, и для создания высокотемпературного пламени. В ракетной технике в качестве окислителя используется жидкий кислород.

Огромное значение имеет кислород для поддержания жизнедеятельности растений, животных и человека. В обычных условиях человеку достаточно для дыхания кислорода воздуха. Но в условиях, когда воздуха не хватает, или он вообще отсутствует (в самолетах, при водолазных работах, в космических кораблях и т. п.), для дыхания готовят специальные газовые смеси, содержащие кислород. Применяют кислород и в медицине при заболеваниях, вызывающих затруднение дыхания.

д) Озон и его молекулы

Озон O3 – вторая аллотропная модификация кислорода.

Трехатомная молекула озона имеет уголковую структуру, среднюю между двумя структурами, отображаемыми следующими формулами:

Озон – темно-синий газ с резким запахом. Из-за своей сильной окислительной активности он ядовит. Озон в полтора раза "тяжелее" кислорода и несколько больше, чем кислород, растворим в воде.

Озон образуется в атмосфере из кислорода при грозовых электрических разрядах:

3О2 = 2О3 ().

При обычной температуре озон медленно превращается в кислород, а при нагревании этот процесс протекает со взрывом.

Озон содержится в так называемом "озоновом слое" земной атмосферы, предохраняя все живое на Земле от вредного воздействия солнечного излучения.

В некоторых городах озон используется вместо хлора для дезинфекции (обеззараживания) питьевой воды.

Изобразите структурные формулы следующих веществ: OF2, H2O, H2O2, H3PO4, (H3O)2SO4, BaO, BaO2, Ba(OH)2. Назовите эти вещества. Опишите валентные состояния атомов кислорода в этих соединениях.

Определите валентность и степень окисления каждого из атомов кислорода.

2.Составьте уравнения реакций сгорания в кислороде лития, магния, алюминия, кремния, красного фосфора и селена (атомы селена окисляются до степени окисления +IV, атомы остальных элементов – до высшей степени окисления). К каким классам оксидов относятся продукты этих реакций?

3.Сколько литров озона можно получить (при нормальных условиях) а) из 9 л кислорода, б) из 8 г кислорода?

10.3. Вода

Вода – самое распространенное в земной коре вещество. Масса земной воды оценивается в 1018 тонн. Вода – основа гидросферы нашей планеты, кроме того, она содержится в атмосфере, в виде льда образует полярные шапки Земли и высокогорные ледники, а также входит в состав различных горных пород. Массовая доля воды в человеческом организме составляет около 70 %.

Вода – единственное вещество, у которого во всех трех агрегатных состояниях есть свои особые названия.

Электронное строение молекулы воды (рис. 10.4 а) нами было подробно изучено ранее (см. § 7.10).

Из-за полярности связей О–Н и уголковой формы молекула воды представляет собой электрический диполь.

Для характеристики полярности электрического диполя используется физическая величина, называемая "электрический момент электрического диполя" или просто "дипольный момент".

В химии дипольный момент измеряют в дебаях: 1 Д = 3,34.10–30 Кл.м

В молекуле воды – две полярные ковалентные связи, то есть два электрических диполя, каждый из которых обладает своим дипольным моментом (и ). Общий дипольный момент молекулы равен векторной сумме этих двух моментов (рис. 10.5):

(Н2О) = ,

где q1 и q2 – частичные заряды (Δ+) на атомах водорода, а и – межатомные расстояния О – Н в молекуле. Так как q1 = q2 = q, а , то

Экспериментально определенные дипольные моменты молекулы воды и некоторых других молекул приведены в таблице.

Таблица 30. Дипольные моменты некоторых полярных молекул

Зная дипольные моменты, можно рассчитать частичные заряды на атомах. Так частичный заряд на атоме водорода равен 0,33 е, а частичный заряд на атоме кислорода равен –0,66 е.

Учитывая дипольный характер молекулы воды, ее часто схематически изображают следующим образом:

Чистая вода – бесцветная жидкость без вкуса и запаха. Некоторые основные физические характеристики воды приведены в таблице.

Таблица 31. Некоторые физические характеристики воды

Большие значения молярных теплот плавления и парообразования (на порядок больше, чем у водорода и кислорода) свидетельствуют о том, что молекулы воды, как в твердом, так и в жидком веществе, довольно прочно связаны между собой. Эти связи называют "водородными связями".

ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ДИПОЛЬ, ДИПОЛЬНЫЙ МОМЕНТ, ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ, ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛЫ.

Сколько валентных электронов атома кислорода принимает участие в образовании связей в молекуле воды?

2.При перекрывании каких орбиталей образуются связи между водородом и кислородом в молекуле воды?

3.Составьте схему образования связей в молекуле пероксида водорода H2O2. Что вы можете сказать о пространственном строении этой молекулы?

4.Межатомные расстояния в молекулах HF, HCl и HBr равны, соответственно, 0,92; 1,28 и 1,41. Используя таблицу дипольных моментов, рассчитайте и сравните между собой частичные заряды на атомах водорода в этих молекулах.

5.Межатомные расстояния S – H в молекуле сероводорода равны 1,34 , а угол между связями 92°. Определите значения частичных зарядов на атомах серы и водорода. Что вы можете сказать о гибридизации валентных орбиталей атома серы?

10.4. Водородная связь

Как вы уже знаете, из-за существенной разницы в электроотрицательности водорода и кислорода (2,10 и 3,50) у атома водорода в молекуле воды возникает большой положительный частичный заряд (qч = 0,33 е), а у атома кислорода – еще больший отрицательный частичный заряд (qч = –0,66 е). Вспомним также, что у атома кислорода есть две неподеленные пары электронов на sp3-гибридных АО. Атом водорода одной молекулы воды притягивается к атому кислорода другой молекулы, и, кроме того, полупустая 1s-АО атома водорода частично акцептирует пару электронов атома кислорода. В результате этих взаимодействий между молекулами возникает особый вид межмолекулярных связей –водородная связь.

В случае воды образование водородной связи может быть схематически представлено следующим образом:

В последней структурной формуле тремя точками (пунктирный штрих, а не электроны!) показана водородная связь.

Водородная связь существует не только между молекулами воды. Она образуется, если соблюдаются два условия:

1) в молекуле есть сильно полярная связь Н–Э (Э – символ атома достаточно электроотрицательного элемента),

2) в молекуле есть атом Э с большим отрицательным частичным зарядом и неподеленной парой электронов.

В качестве элемента Э может быть фтор, кислород и азот. Существенно слабее водородные связи, если Э – хлор или сера.

Примеры веществ с водородной связью между молекулами: фтороводород, твердый или жидкий аммиак, этиловый спирт и многие другие.

В жидком фтороводороде его молекулы связаны водородными связями в довольно длинные цепи, а в жидком и твердом аммиаке образуются трехмерные сетки.

По прочности водородная связь – промежуточная между химической связью и остальными видами межмолекулярных связей. Молярная энергия водородной связи обычно лежит в пределах от 5 до 50 кДж/моль.

В твердой воде (то есть в кристаллах льда) все атомы водорода связаны водородными связями с атомами кислорода, при этом каждый атом кислорода образует по две водородные связи (используя обе неподеленные пары электронов). Такая структура делает лед более " рыхлым"по сравнению с жидкой водой, где часть водородных связей оказывается разорванной, и молекулы получают возможность несколько плотнее " упаковаться". Эта особенность структуры льда объясняет, почему, в отличие от большинства других веществ, вода в твердом состоянии имеет меньшую плотность, чем в жидком. Максимальной плотности вода достигает при 4 °С –при этой температуре рвется достаточно много водородных связей, а тепловое расширение еще не очень сильно сказывается на плотности.

Водородные связи имеют очень большое значение в нашей жизни. Представим себе на минуту, что водородные связи перестали образовываться. Вот некоторые последствия:

* вода при комнатной температуре стала бы газообразной, так как ее температура кипения понизилась бы до примерно –80 °С;

* все водоемы стали бы промерзать со дна, так как плотность льда была бы больше плотности жидкой воды;

* перестала бы существовать двойная спираль ДНК и многое другое.

Приведенных примеров достаточно, чтобы понять, что в этом случае природа на нашей планете стала бы совсем иной.

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ, УСЛОВИЯ ЕЕ ОБРАЗОВАНИЯ.

Формула этилового спирта СН3–СН2–О–Н. Между какими атомами разных молекул этого вещества образуются водородные связи? Составьте структурные формулы, иллюстрирующие их образование.

2.Водородные связи существуют не только в индивидуальных веществах, но и в растворах. Покажите с помощью структурных формул, как образуются водородные связи в водном растворе а) аммиака, б) фтороводорода, в) этанола (этилового спирта).

10.5. Автопротолиз воды

Наличие водородных связей в жидкой воде объясняет еще одно интересное и важное свойство этого вещества – ее автопротолиз.

Рассмотрим, что происходит с двумя молекулами воды, связанными водородной связью.

За счет тепловых колебаний атом водорода, образующий водородную связь, может на мгновение занять промежуточное положение между атомами кислорода. Из частицы с таким атомом водорода с равной вероятностью могут образоваться как исходные молекулы воды, связанные водородными связями, так и два иона: гидроксид-ион и ион оксония:

То есть, в воде протекает реакция 2Н2О = Н3О#plus.gif + ОН#minus.gif .

Также легко происходит и обратный процесс – образование двух молекул воды при столкновении иона оксония с гидроксид-ионом: Н3О#plus.gif + ОН#minus.gif = 2Н2О.

Обе эти реакции протекают в воде постоянно и с равной скоростью, следовательно, в воде существует равновесие: 2Н2О AН3О#plus.gif + ОН#minus.gif .

Это равновесие называется равновесием автопротолиза воды.

Прямая реакция этого обратимого процесса эндотермична, поэтому при нагревании автопротолиз усиливается, при комнатной же температуре равновесие сдвинуто влево, то есть концентрация ионов Н3О#plus.gif и ОН#minus.gif ничтожны. Чему же они равны?

По закону действующих масс

Но из-за того, что число прореагировавших молекул воды по сравнению с общим числом молекул воды незначительно, можно считать, что концентрация воды при автопротолизе практически не изменяется, и [H2O]2 = const. Тогда

[H3O#plus.gif ][OH#minus.gif ] = KC· [H2O]2.

Произведение KC· [H2O]2 – величина постоянная. Она называется константой автопротолиза воды (устаревшее название – ионное произведение воды) и обозначается или К(Н2О).

Как и константа равновесия, константа автопротолиза воды зависит от температуры. Экспериментально установлено, что при 25 °С константа автопротолиза воды

= 10–14 моль2/л2.

Отсюда следует, что при этих условиях в чистой воде

с(Н3О#plus.gif ) = с(ОН#minus.gif ) = 10–7 моль/л.

При увеличении температуры значение константы автопротолиза воды несколько возрастает.

Такая низкая концентрация разноименно заряженных ионов в чистой воде объясняет, почему эта жидкость, хоть и плохо, но все же проводит электрический ток.

АВТОПРОТОЛИЗ ВОДЫ, КОНСТАНТА АВТОПРОТОЛИЗА (ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ) ВОДЫ.

Ионное произведение жидкого аммиака (температура кипения –33 °С) равно 2·10–28. Составьте уравнение автопротолиза аммиака. Определите концентрацию ионов аммония в чистом жидком аммиаке. Электропроводность какого из веществ больше, воды или жидкого аммиака?

1. Получение водорода и его горение (восстановительные свойства).

2. Получение кислорода и горение веществ в нем (окислительные свойства).

 

Глава 11. Взаимодействие веществ с водой

11.1. Физическое растворение

При попадании какого-либо вещества в воду оно может:

а) раствориться в воде, то есть перемешаться с ней на атомно-молекулярном уровне;

б) вступить с водой в химическую реакцию;

в) не раствориться и не прореагировать.

От чего же зависит результат взаимодействия вещества с водой? Естественно, от характеристик вещества и от характеристик воды.

Начнем с растворения и рассмотрим, какие характеристики воды и взаимодействующих с ней веществ имеют наибольшее значение в этих процессах.

Поместим в две пробирки по небольшой порции нафталина С10Н8. Нальем в одну из пробирок воду, а в другую – гептан С7Н16 (можно вместо чистого гептана использовать бензин). Нафталин в гептане растворится, а в воде – нет. Проверим, действительно ли нафталин растворился в гептане или прореагировал с ним. Для этого поместим несколько капель раствора на стекло и подождем, пока гептан испарится – на стекле образуются бесцветные пластинчатые кристаллики. В том, что это нафталин, можно убедиться по характерному запаху.

Одно из отличий гептана от воды в том, что его молекулы неполярны, а молекулы воды полярны. Кроме того, между молекулами воды есть водородные связи, а между молекулами гептана их нет.

Для растворения нафталина в гептане требуется разорвать слабые межмолекулярные связи между молекулами нафталина и слабые межмолекулярные связи между молекулами гептана. При растворении образуются столь же слабые межмолекулярные связи между молекулами нафталина и гептана. Тепловой эффект такого процесса практически равен нулю.

За счет чего же нафталин растворяется в гептане? Только за счет энтропийного фактора (растет беспорядок в системе нафталин – гептан).

Для растворения нафталина в воде необходимо, кроме слабых связей между его молекулами, разорвать водородные связи между молекулами воды. При этом водородные связи между молекулами нафталина и воды не образуются. Процесс получается эндотермическим и настолько энергетически невыгодным, что энтропийный фактор здесь помочь не в силах.

А если вместо нафталина взять другое вещество, молекулы которого способны образовывать водородные связи с молекулами воды, то будет ли такое вещество растворяться в воде?

Если нет других препятствий, то будет. Например, вы знаете, что сахар (сахароза С12Н22О11) прекрасно растворим в воде. Посмотрев на структурную формулу сахарозы, вы увидите, что в ее молекуле есть группы –О–Н, способные образовывать водородные связи с молекулами воды.

Убедитесь экспериментально, что сахароза малорастворима в гептане, и попробуйте самостоятельно объяснить, почему так различаются свойства нафталина и сахарозы.

Растворение нафталина в гептане и сахарозы в воде называют физическим растворением.

Физически растворяться могут только молекулярные вещества.

Другие компоненты раствора называются растворенными веществами.

Выявленные нами закономерности относятся и к случаям растворения в воде (да и в большинстве других растворителей) жидких и газообразных веществ. Если все вещества, образующие раствор, до растворения находились в одном агрегатном состоянии, то растворителем обычно называют то вещество, которого в растворе больше. Исключение из этого правила – вода: ее обычно называют растворителем, даже если ее меньше, чем растворенного вещества.

Причиной физического растворения вещества в воде может быть не только образование водородных связей между молекулами растворяемого вещества и воды, но и образование других видов межмолекулярных связей. Так бывает прежде всего в случае растворения в воде газообразных веществ (например, углекислого газа или хлора), в которых молекулы вообще не связаны друг с другом, а также некоторых жидкостей с очень слабыми межмолекулярными связями (например, брома). Выигрыш в энергии достигается здесь за счет ориентации диполей (молекул воды) вокруг полярных молекул или полярных связей в растворяемом веществе, а в случае хлора или брома –вызван склонностью к присоединению электронов атомов хлора и брома, сохраняющейся и в молекулах этих простых веществ (подробнее –в § 11.4).

Во всех этих случаях вещества значительно хуже растворяются в воде, чем при образовании водородных связей.

Если из раствора удалить растворитель (например так, как вы это делали в случае раствора нафталина в гептане), то растворенное вещество выделится в химически неизменном виде.

ФИЗИЧЕСКОЕ РАСТВОРЕНИЕ, РАСТВОРИТЕЛЬ.

1.Объясните, почему гептан нерастворим в воде

2.Подскажите знак теплового эффекта растворения в воде этилового спирта (этанола).

3.Почему аммиак хорошо растворим в воде, а кислород – плохо?

4.Какое вещество лучше растворимо в воде – аммиак или фосфин (PH3)?

5.Объясните причину лучшей растворимости в воде озона, чем кислорода.

6.Определите массовую долю глюкозы (виноградного сахара, С6Н12О6) в водном растворе, если для его приготовления использовали 120 мл воды и 30 г глюкозы (плотность воды примите равной 1 г/мл). Какова концентрация глюкозы в этом растворе, если плотность раствора равна 1,15 г/мл?

7.Сколько сахара (сахарозы) можно выделить из 250 г сиропа с массовой долей воды, равной 35 %?.

1. Опыты по растворению различных веществ в различных растворителях.

2. Приготовление растворов.

11.2. Химическое растворение

В первом параграфе мы рассмотрели случаи растворения веществ, при которых химические связи оставались неизменными. Но так бывает далеко не всегда.

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?

Хлорид натрия – вещество немолекулярное. Кристалл NaCl состоит из ионов Na#plus.gif и Cl#minus.gif . При попадании такого кристалла в воду в нее переходят эти ионы. При этом рвутся ионные связи в кристалле и водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов это взаимодействие ограничивается электростатическим притяжением дипольных молекул воды к аниону, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному. Так или иначе, ионы покрываются гидратной оболочкой (рис. 11.1).

В виде уравнения реакции это можно записать так:

NaClкр + (n + m)H2O = [Na(H2O)n ] #plus.gif + [Cl(H2O)m ]A

или сокращенно , где индекс aq означает, что ион гидратирован. Такое уравнение называют ионным уравнением.

Можно записать и "молекулярное" уравнение этого процесса:(такое название сохранилось с тех пор, когда предполагалось, что все вещества состоят из молекул)

Гидратированные ионы слабее притягиваются друг к другу, и энергии теплового движения оказывается достаточно для того, чтобы эти ионы не слипались в кристалл.

Практически наличие ионов в растворе легко подтвердить, изучив электропроводность хлорида натрия, воды и получившегося раствора. Вы уже знаете, что кристаллы хлорида натрия электрический ток не проводят, потому что в них хоть и есть заряженные частицы – ионы, но они " закреплены" в кристалле и не могут двигаться. Вода проводит электрический ток очень плохо, потому что в ней хоть и образуются за счет автопротолиза ионы оксония и гидроксид-ионы, но их очень мало. Раствор хлорида натрия, наоборот, хорошо проводит электрический ток, потому что в нем много ионов, и они могут свободно двигаться, в том числе под действием электрического напряжения.

Для разрыва ионных связей в кристалле и водородных связей в воде необходимо затратить энергию. При гидратации ионов энергия выделяется. Если затраты энергии на разрыв связей превышают энергию, выделяющуюся при гидратации ионов, то растворение эндотермическое, а если наоборот, то – экзотермическое.

Хлорид натрия растворяется в воде с практически нулевым тепловым эффектом, следовательно, растворение этой соли происходит только за счет увеличения энтропии. Но обычно растворение сопровождается заметным выделением теплоты (Na2CO3, CaCl2, NaOH и др.) или ее поглощением (KNO3, NH4Cl и др.), например:

При выпаривании воды из растворов, получившихся при химическом растворении, из них вновь выделяются растворенные вещества в химически неизменном виде.

И при физическом, и при химическом растворении образуется раствор того вещества, которое мы растворяли, например, раствор сахара в воде или раствор хлорида натрия в воде. Иными словами, растворенное вещество может быть выделено из раствора при удалении воды.

ГИДРАТНАЯ ОБОЛОЧКА, ГИДРАТАЦИЯ, ХИМИЧЕСКОЕ РАСТВОРЕНИЕ.

Приведите по три примера хорошо известных вам веществ а) растворимых в воде или с ней реагирующих, б) не растворимых в воде и не реагирующих с ней.

2.Что является растворителем, а что растворенным веществом (или веществами) в следующих растворах: а) мыльная вода, б) столовый уксус, в) водка г) соляная кислота, д ) горючее для мотоцикла, е) аптечная "перекись водорода" , ж) газированная вода, и) " зеленка" , к) одеколон?

В случае затруднения проконсультируйтесь с родителями.

3.Перечислите способы, с помощью которых можно удалить растворитель из жидкого раствора.

4.Как вы понимаете выражение " в химически неизменном виде" в последнем абзаце первого параграфа этой главы? Какие изменения могут произойти с веществом в результате его растворения и последующего выделения из раствора?

5.Известно, что жиры нерастворимы в воде, но хорошо растворяются в бензине. Исходя из этого, что можно сказать о строении молекул жиров?

6.Запишите уравнения химического растворения в воде следующих ионных веществ:

а) нитрата серебра, б) гидроксида кальция, в) йодида цезия, г) карбоната калия, д) нитрита натрия, е) сульфата аммония.

7.Запишите уравнения кристаллизации веществ из растворов, перечисленных в задании 6, при удалении воды.

8.Чем отличаются растворы, полученные при физическом растворении веществ, от растворов, полученных при химическом растворении? Что общего у этих растворов?

9.Определите массу соли, которую надо растворить в 300 мл воды, чтобы получить раствор с массовой долей этой соли, равной 0,1. Плотность воды равна 1 г/мл, а плотность раствора – 1,05 г/мл. Какова концентрация соли в полученном растворе, если ее формульная масса равна 101 Дн?

10.Сколько нужно взять воды и нитрата бария, чтобы приготовить 0,5 л 0,1 М раствора этого вещества (плотность раствора 1,02 г/мл)?

Опыты по растворению ионных веществ в воде.

11.3. Насыщенные растворы. Растворимость

Любая порция помещенного в воду хлорида натрия (или другого подобного вещества) всегда растворялась бы полностью, если бы кроме процесса растворения

не протекал бы обратный процесс – процесс кристаллизации исходного вещества из раствора:

В момент помещения кристалла в воду скорость процесса кристаллизации равна нулю, но, по мере увеличения концентрации ионов в растворе, она увеличивается и в какой-то момент становится равной скорости растворения. Наступает состояние равновесия:

образовавшийся при этом раствор называется насыщенным.

В качестве такой характеристики может быть использована массовая доля растворенного вещества, его концентрация или другая физическая величина, характеризующая состав раствора.

По растворимости в данном растворителе все вещества делятся на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Обычно практически нерастворимые вещества называют просто нерастворимыми. За условную границу между растворимыми и малорастворимыми веществами принята растворимость, равная 1 г в 100 г Н2О (w ≈ 1 %), а за условную границу между малорастворимыми и нерастворимыми веществами – растворимость, равная 0,1 г в 100 г Н2О (w ≈ 0,1%).

Растворимость вещества зависит от температуры. Так как растворимость – характеристика равновесия, то ее изменение с изменением температуры происходит в полном соответствии с принципом Ле Шателье, то есть при экзотермическом растворении вещества его растворимость с увеличением температуры уменьшается, а при эндотермическом – увеличивается.

Растворы, в которых при тех же условиях растворенного вещества меньше, чем в насыщенных, называются ненасыщенными.

НАСЫЩЕННЫЙ РАСТВОР; НЕНАСЫЩЕННЫЙ РАСТВОР; РАСТВОРИМОСТЬ ВЕЩЕСТВА; РАСТВОРИМЫЕ, МАЛОРАСТВОРИМЫЕ И НЕРАСТВОРИМЫЕ ВЕЩЕСТВА.

1.Запишите уравнения равновесия в системе насыщенный раствор – осадок для а) карбоната калия, б) нитрата серебра и в) гидроксида кальция.

2.Определите массовую долю нитрата калия в насыщенном при 20 °С водном растворе этой соли, если при приготовлении такого раствора к 200 г воды прибавили 100 г нитрата калия, и при этом после окончания приготовления раствора 36,8 г нитрата калия не растворилось.

3.Можно ли при 20 °С приготовить водный раствор хромата калия K2CrO4 с массовой долей растворенного вещества, равной 45 %, если при этой температуре в 100 г воды растворяется не более 63,9 г этой соли.

4.Массовая доля бромида калия в насыщенном водном растворе при 0 °С равна 34,5 %, а при 80 °С – 48,8 %. Определите массу бромида калия, выделившегося при охлаждении до 0 °С 250 г насыщенного при 80°С водного раствора этой соли.

5.Массовая доля гидроксида кальция в насыщенном водном растворе при 20 °С равна 0,12 %. Сколько литров насыщенного при этой температуре раствора гидроксида кальция (известковой воды) можно получить, имея в своем распоряжении 100 г гидроксида кальция? Плотность раствора примите равной 1 г/мл.

6.При 25 °C массовая доля сульфата бария в насыщенном водном растворе составляет 2,33·10–2 %. Определите минимальный объем воды, необходимой для полного растворения 1 г этой соли.

приготовление насыщенных растворов.

11.4. Химические реакции веществ с водой

Многие вещества при соприкосновении с водой вступают с ней в химические реакции. В результате такого взаимодействия при избытке воды, как и при растворении, получается раствор. Но если из этого раствора удалить воду, исходного вещества мы не получим.

Какие продукты образуются при химической реакции вещества с водой? Это зависит от типа химической связи в веществе; если связи ковалентные, то от степени полярности этих связей. Кроме этого, влияние оказывают и другие факторы, с некоторыми из которых мы познакомимся.

а) Соединения с ионной связью

Большинство ионных соединений либо химически растворяются в воде, либо не растворяются. Особняком стоят ионные гидриды и оксиды, то есть соединения, содержащие те же элементы, что и сама вода, и некоторые другие вещества. Поведение ионных оксидов при контакте с водой рассмотрим на примере оксида кальция.

Оксид кальция, будучи ионным веществом, мог бы химически растворяться в воде. При этом в раствор переходили бы ионы кальция и оксид-ионы. Но двухзарядный анион – не самое устойчивое валентное состояние атома кислорода (хотя бы потому, что энергия сродства ко второму электрону всегда отрицательна, да и радиус оксид-иона сравнительно мал). Поэтому атомы кислорода стремятся понизить свой формальный заряд. В присутствии воды это оказывается возможным. Оказавшиеся на поверхности кристалла оксид-ионы взаимодействуют с молекулами воды. Эту реакцию можно представить в виде схемы, показывающей ее механизм (схемы механизма).

Для лучшего понимания происходящего условно разделим этот процесс на этапы:

1. Молекула воды поворачивается к оксидному иону атомом водорода (противоположно заряжены).

2. Оксид-ион делится с атомом водорода неподеленной парой электронов; между ними образуется ковалентная связь (образуется по донорно-акцепторному механизму).

3. У атома водорода на единственной валентной орбитали (1s) оказывается четыре электрона (два "старых" и два "новых"), что противоречит принципу Паули. Поэтому атом водорода отдает пару электронов связи ("старых" электронов) атому кислорода, входящему в состав молекулы воды, тем более что эта пара электронов и так была в значительной степени смещена к атому кислорода. Связь между атомом водорода и атомом кислорода разрывается.

4. За счет образования связи по донорно-акцепторному механизму формальный заряд на бывшем оксидном ионе становится равным –1 е; на атоме кислорода, входившем прежде в состав молекулы воды, появляется заряд, также равный –1 е. Таким образом образуются два гидроксидных иона.

5. Не связанные теперь ионной связью с оксид-ионами ионы кальция переходят в раствор и гидратируются:

Положительный заряд ионов кальция как бы "размывается" по всему гидратированному иону.

6. Образовавшиеся гидроксид-ионы тоже гидратируются:

Отрицательный заряд гидроксид-иона при этом тоже "размывается".

Суммарное ионное уравнение реакции оксида кальция с водой

CaOкр + H2O Ca2aq + 2OH#minus.gif aq .

В растворе появляются ионы кальция и гидроксид-ионы в соотношении 1:2. То же самое получилось бы при растворении в воде гидроксида кальция. И действительно, выпарив воду и высушив остаток, мы можем получить из этого раствора кристаллический гидроксид кальция (но отнюдь не оксид!). Поэтому часто уравнение этой реакции записывают так:

CaOкр + H2O = Ca(OH)2р

и называют " молекулярным " уравнением этой реакции. И в тех, и в других уравнениях буквенные индексы иногда не приводят, что часто сильно затрудняет понимание происходящих процессов, а то и просто вводит в заблуждение. Вместе с тем, отсутствие буквенных индексов в уравнениях допустимо, например, при решении расчетных задач

Кроме оксида кальция, точно также взаимодействуют с водой следующие оксиды: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O, SrO, BaO – то есть оксиды тех металлов, которые и сами реагируют с водой. Все эти оксиды относятся к основным оксидам. Остальные ионные оксиды с водой не реагируют.

Совершенно аналогично реагируют с водой и ионные гидриды, например, гидрид натрия NaH. Ион натрия только гидратируется, а гидрид-ион реагирует с молекулой воды:

.

В результате в растворе остается гидроксид натрия.

Ионное уравнение этой реакции

NaHкр + H2O = Na#plus.gif aq + OH#minus.gif aq + H2 ,

а " молекулярное" уравнение – NaHкр + H2O = NaOHр + H2 .

б) Вещества с металлической связью

В качестве примера рассмотрим взаимодействие с водой натрия.

На схемах кривая полустрелка означает передачу или перемещение о д н о г о э л е к т р о н а

Атом натрия склонен к отдаче своего единственного валентного электрона. Оказавшись в воде, он легко отдает его атому водорода молекулы воды (на нем есть значительный Δ + ) и превращается в катион натрия (Na#plus.gif ). Атом водорода, получив электрон, становится нейтральным (Н·) и больше не может удержать пару электронов, связывающую его с атомом кислорода (вспомните принцип Паули). Эта пара электронов полностью переходит к атому кислорода (в молекуле воды она уже была смещена в его сторону, но только частично). Атом кислорода приобретает формальный заряд A, связь между атомами водорода и кислорода рвется, и образуется гидроксид-ион (#minus.gif О– Н).

Судьба получившихся частиц различна: ион натрия взаимодействует с другими молекулами воды и, естественно, гидратируется

.

так же, как и ион натрия, гидратируется гидроксид-ион , а атом водорода, " дождавшись" появления другого такого же атома водорода, образует с ним молекулу водорода 2Н· = Н2.

Из-за неполярности своих молекул водород в воде практически нерастворим и выделяется из раствора в виде газа. Ионное уравнение этой реакции

2Naкр + 2H2O = 2Na#plus.gif aq + 2OH#minus.gif aq + H2

a " молекулярное" –

2Naкр + 2H2O = 2NaOHр + H2­

Так же, как натрий, при комнатной температуре с водой бурно реагируют Li, К, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba. При нагревании с ней реагирует и Mg, а также некоторые другие металлы.

в) Вещества с ковалентными связями

Из веществ с ковалентными связями с водой могут реагировать только те вещества

а) связи в которых сильно полярны, что придает этим веществам некоторое сходство с ионными соединениями, или

б) в состав которых входят атомы, обладающие очень высокой склонностью к присоединению электронов.

Таким образом, не реагируют с водой и в ней нерастворимы (или очень мало растворимы):

а) алмаз, графит, кремний, красный фосфор и другие простые немолекулярные вещества;

б) диоксид кремния, карбид кремния и другие сложные немолекулярные вещества;

в) метан, гептан и другие молекулярные вещества с малополярными связями;

г) водород, сера, белый фосфор и другие простые молекулярные вещества, атомы которых не очень склонны присоединять электроны, а также азот, молекулы которого очень прочны.

Наибольшее значение имеет взаимодействие с водой молекулярных оксидов, гидридов и гидроксидов, а из простых веществ – галогенов.

Как реагируют с водой молекулярные оксиды, мы рассмотрим на примере триоксида серы:

Молекула воды за счет одной из неподеленных пар электронов атома кислорода атакует положительно заряженный атом серы (Δ +) и присоединяется к нему связью O– S, на атоме кислорода при этом возникает формальный заряд B. Получив лишние электроны, атом серы перестает удерживать электронную пару одной из -связей, которая полностью переходит к соответствующему атому кислорода, на котором за счет этого возникает формальный заряд A. Затем неподеленная пара электронов этого атома кислорода акцептируется одним из атомов водорода, входившего в состав молекулы воды, который таким образом переходит от одного атома кислорода к другому. В итоге образуется молекула серной кислоты. Уравнение реакции:

SO3 + H2O = H2SO4.

Аналогично, но несколько более сложно с водой реагирует N2O5, P4O10 и некоторые другие молекулярные оксиды. Все они – кислотные оксиды.

N2O5 + H2O = 2HNO3;

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4.

Во всех этих реакциях образуются кислоты, которые при наличии избытка воды с ней реагируют. Но, прежде чем рассмотреть механизм этих реакций, посмотрим, как реагирует с водой хлороводород – молекулярное вещество с сильно полярными ковалентными связями между атомами водорода и хлора:

Полярная молекула хлороводорода, попав в воду, ориентируется так, как это показано на схеме (разноименные заряды диполей притягиваются). Разреженная из-за поляризации электронная оболочка (1s-ЭО) атома водорода акцептирует неподеленную пару sp3-гибридных электронов атома кислорода, и водород присоединяется к молекуле воды, полностью отдав атому хлора пару электронов, которая связывала эти атомы в молекуле хлороводорода. В результате атом хлора превращается в хлорид-ион, а молекула воды – в ион оксония. Уравнение реакции:

HClг + H2O = H3O#plus.gif aq + Cl#minus.gif aq .

При низких температурах из такого раствора может быть выделен кристаллический хлорид оксония (H3O)Cl (tпл = –15 °С).

Взаимодействие HCl и H2O можно представить себе и по-другому:

то есть как результат передачи протона от молекулы хлороводорода к молекуле воды. Следовательно, это кислотно-основная реакция.

Аналогично происходит взаимодействие с водой азотной кислоты

что тоже можно представит как передачу протона:

Кислоты, в молекулах которых несколько гидроксилов (OH-групп), реагируют с водой в несколько стадий (ступенчато). Пример – серная кислота.

Второй протон отщепляется значительно труднее, чем первый, поэтому вторая стадия этого процесса обратима. Сравнив величину и распределение зарядов в молекуле серной кислоты и в гидросульфат-ионе, попробуйте самостоятельно объяснить это явление.

При охлаждении из растворов серной кислоты могут быть выделены индивидуальные вещества: (H3O)HSO4 (tпл = 8,5 °С) и (H3O)2SO4 (tпл = – 40 °С).

Анионы, образующиеся из молекул кислот после отрыва одного или нескольких протонов, называются кислотными остатками.

Из молекулярных простых веществ с водой при обычных условиях реагируют только F2, Cl2, Br2 и, в крайне незначительной степени, I2. Фтор бурно реагирует с водой, полностью ее окисляя:

2F2 + H2O = 2HF + OF2.

При этом протекают также и другие реакции.

Значительно важнее реакция хлора с водой. Обладая высокой склонностью к присоединению электронов (молярная энергия сродства к электрону атома хлора равна 349 кДж/моль), атомы хлора частично сохраняют ее и в молекуле (молярная энергия сродства к электрону молекулы хлора равна 230 кДж/моль). Поэтому, растворяясь, молекулы хлора гидратируются, притягивая к себе атомы кислорода молекул воды. У некоторых из этих атомов кислорода атомы хлора могут акцептировать неподеленную пару электронов. Дальнейшее показано на схеме механизма:

Суммарное уравнение этой реакции

Cl2 + 2H2O = HClO + H3O#plus.gif + Cl#minus.gif .

Но реакция обратима, поэтому устанавливается равновесие:

Cl2 + 2H2O HClO + H3O#plus.gif + Cl#minus.gif .

Получившийся раствор называют " хлорной водой" . За счет присутствия в нем хлорноватистой кислоты он обладает сильными окислительными свойствами и используется в качестве отбеливающего и дезинфицирующего средства.

Вспомнив, что Cl#minus.gif и Н3О#plus.gif образуются при взаимодействии (" растворении" ) хлороводорода в воде, можно записать " молекулярное" уравнение:

Cl2 + H2O HClOp + HClp.

Аналогично с водой реагирует бром, только равновесие в этом случае сильно смещено влево. Йод же с водой практически не реагирует.

Чтобы представить себе, в какой степени хлор и бром физически растворяются в воде, а в какой – реагируют с ней, используем количественные характеристики растворимости и химического равновесия.

Мольная доля хлора в насыщенном при 20°С и атмосферном давлении водном растворе равна 0,0018, то есть на каждую 1000 молекул воды приходится примерно 2 молекулы хлора. Для сравнения, в насыщенном при тех же условиях растворе азота мольная доля азота равна 0,000012, то есть одна молекула азота приходится примерно на 100000 молекул воды. А для получения насыщенного при тех же условиях раствора хлороводорода на каждые 100 молекул воды нужно взять около 35 молекул хлороводорода. Отсюда можно сделать вывод, что хлор хоть и растворим в воде, но незначительно. Растворимость брома несколько больше – примерно 4 молекулы на 1000 молекул воды.

Константа равновесия обратимой химической реакции хлора с водой

Cl2 + 2H2O HClO + H3O#plus.gif + Cl#minus.gif

равна 1,36·10– 7. Отсюда следует, что при комнатной температуре в среднем 35 молекул хлора из 100 подвергнуты этому превращению. В случае брома это число намного меньше: примерно 1 молекула из 1000.

КИСЛОТНЫЙ ОСТАТОК

1.Составьте ионные и " молекулярные" уравнения реакций, протекающих при взаимодействии с водой а) калия, б) бария.

2.Изобразите схему, иллюстрирующую механизм взаимодействия с водой кальция.

3.Почему металлы IА группы бурно реагируют с водой, а медь, железо, хром или свинец практически не реагируют?

4.Составьте ионные и " молекулярные" уравнения реакций с водой оксидов натрия, стронция и бария. Для реакции с водой оксида лития приведите схему, иллюстрирующую ее механизм.

5.Приведите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

а) Li Li2O LiOH; б) Ca CaO Ca(OH)2.

6.Составьте уравнения реакций, по которым можно получить а) хромовую кислоту (H2CrO4) из оксида хрома(VI), б) йодноватую кислоту (HIO3) из оксида йода(V), в) селеновую кислоту (H2SeO4) из оксида селена (VI).

7.Приведите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

а) S SO2 SO3 H2SO4;

б) P P4O10 H3PO4.

8.Что происходит при " растворении" в воде бромоводорода? Ответ проиллюстрируйте уравнениями реакций.

9.Запишите уравнение обратимой реакции брома с водой и составьте схемы механизмов прямой и обратной реакций.

11.5. Кристаллогидраты

При химическом растворении ионных веществ происходит гидратация переходящих в раствор ионов. Гидратируются как катионы, так и анионы. Как правило, гидратированные катионы прочнее, чем анионы, а гидратированные простые катионы — прочнее, чем сложные. Это связано с тем, что у простых катионов есть свободные валентные орбитали, которые могут частично акцептировать неподеленные электронные пары атомов кислорода, входящих в молекулы воды.

При попытке выделить исходное вещество из раствора, удаляя воду, получить его часто не удается. Например, если мы растворим в воде бесцветный сульфат меди CuSO4, то получим раствор голубого цвета, который придают ему гидратированные ионы меди:

После упаривания раствора (удаления воды) и охлаждения из него выделятся кристаллы синего цвета, имеющие состав CuSO4· 5H2O (точка между формулами сульфата меди и воды означает, что на каждую формульную единицу сульфата меди приходится указанное в формуле число молекул воды). Исходный сульфат меди можно получить из этого соединения, нагрев его до 250 ° С. При этом происходит реакция:

CuSO4· 5H2O = CuSO4 + 5H2O .

Исследование строения кристаллов CuSO4· 5H2O показало, что в его формульной единице четыре молекулы воды связаны с атомом меди, а пятая – с сульфатными ионами. Таким образом, формула этого вещества – [Cu(H2O)4]SO4· H2O, а называется оно моногидрат сульфата тетрааквамеди(II), или просто " медный купорос" .

Четыре молекулы воды, связанные с атомом меди, – остаток гидратной оболочки иона Cu2aq , а пятая молекула воды – остаток гидратной оболочки сульфат-иона.

Аналогичное строение имеет соединение [Fe(H2O)6]SO4· H2O – моногидрат сульфата гексаакважелеза(II), или " железный купорос" .

Другие примеры:

[Ca(H2O)6]Cl – хлорид гексааквакальция;

[Mg(H2O)6]Cl2 – хлорид гексааквамагния.

Эти и подобные им вещества называются кристаллогидратами, а содержащаяся в них вода – кристаллизационной водой.

Часто структура кристаллогидрата бывает неизвестна, или ее невозможно выразить обычными формулами. В этих случаях для кристаллогидратов используются упомянутые выше " формулы с точками" и упрощенные названия, например:

CuSO4· 5H2O – пентагидрат сульфата меди;

Na2CO3· 10H2O – декагидрат карбоната натрия;

AlCl3· 6H2O – гексагидрат хлорида алюминия.

При образовании кристаллогидратов из исходных веществ и воды в молекулах воды не происходит разрыва связей О—Н.

Если кристаллизационная вода удерживается в кристаллогидрате слабыми межмолекулярными связями, то она легко удаляется при нагревании:

Na2CO3· 10H2O = Na2CO3 + 10H2O (при 120 ° С);

K2SO3· 2H2O = K2SO3 + 2H2O (при 200 ° С);

CaCl2· 6H2O = CaCl2 + 6H2O (при 250 ° С).

Если же в кристаллогидрате связи между молекулами воды и другими частицами близки к химическим, то такой кристаллогидрат или дегидратируется (теряет воду) при более высокой температуре, например:

Al2(SO4)3· 18H2O = Al2(SO4)3 + 18H2O (при 420 ° С);

СoSO4· 7H2O = CoSO4 + 7H2O (при 410 ° С);

или при нагревании разлагается с образованием других химических веществ, например:

2{FeCl3· 6H2O} = Fe2O3 + 6HCl + 9H2O (выше 250 ° С);

2{AlCl3· 6H2O} = Al2O3 + 6HCl + 9H2O (200 – 450 ° С).

Таким образом, взаимодействие с водой безводных веществ, образующих кристаллогидраты, может быть как химическим растворением, так и химической реакцией.

КРИСТАЛЛОГИДРАТЫ

Определите массовую долю воды в а) пентагидрате сульфата меди, б) дигидрате гидроксида натрия, в) KAl(SO4)2· 12H2O (алюмокалиевых квасцах).

2.Определите состав кристаллогидрата сульфата магния, если массовая доля воды в нем равна 51,2%. 3.Какова масса воды, выделившейся при прокаливании декагидрата сульфата натрия (Na2SO4· 10H2O) массой 644 г?

4.Сколько безводного хлорида кальция можно получить, прокаливая 329 г гексагидрата хлорида кальция?

5.Дигидрат сульфата кальция CaSO4· 2H2О при нагревании до 150° С теряет 3/4 своей воды. Составьте формулу образующегося кристаллогидрата (алебастра) и запишите уравнение превращения гипса в алебастр.

6.Определите массу медного купороса и воды, которые необходимо взять для приготовления 10 кг 5 %-го раствора сульфата меди.

7.Определите массовую долю сульфата железа(II) в растворе, полученном при смешении 100 г железного купороса (FeSO4· 7H2O) с 9900 г воды.

Получение и разложение кристаллогидратов.

 

12.Химические реакции в растворах

12.1. Образование осадка

Большинство химических реакций, протекающих в природе, на заводах и в лабораториях, протекают в растворах.

Как и в других условиях, в растворах могут протекать реакции, сопровождающиеся передачей электронов (ОВР), реакции, сопровождающиеся передачей протонов (кислотно-основные реакции, КОР), и реакции, при которых не происходит ни того, ни другого. К последней группе относится большинство реакций, сопровождающихся образованием осадка.

Возьмем два вещества, сульфат натрия и хлорид бария, и растворим каждое из них в воде. Мы получим два раствора. Один из них, раствор сульфата натрия, состоит из молекул воды, гидратированных ионов натрия и гидратированных сульфат-ионов:

H2O, Na#plus.gif aq , SO42 #minus.gif aq .

Другой раствор, раствор хлорида бария, состоит из молекул воды, гидратированных ионов бария и гидратированных хлорид-ионов:

H2O, Ba2 #plus.gif aq , Cl#minus.gif aq .

Смешаем эти растворы. В получившемся растворе помимо молекул воды, казалось бы, должны присутствовать ионы:

Ba2 #plus.gif aq , Cl#minus.gif aq , Na#plus.gif aq , SO4#minus.gif aq .

Но практически мы обнаружим, что из раствора в виде осадка выделилось какое-то твердое вещество. Откуда же оно появилось? Очевидно, оно образовалось из присутствовавших в растворе ионов.

Соединяться, образуя ионные кристаллы, могут только разноименно заряженные ионы. Следовательно, выпавшим в осадок веществом может быть BaCl2, BaSO4, NaCl или Na2SO4. Но хлорид бария и сульфат натрия содержались в исходных растворах, а при смешивании этих растворов концентрация каждого из них уменьшилась, и потому никак не могла превысить растворимость. Следовательно, BaCl2 и Na2SO4 выпасть в осадок не могли. Остаются сульфат бария и хлорид натрия. Чтобы выяснить, какое из этих веществ выпало в осадок (а может быть, оба?), найдем эти вещества в таблице растворимости (приложение 11). NaCl растворим в воде, а BaSO4 в ней нерастворим, то есть в случае сульфата бария энергетически более выгодно существование кристаллов этого вещества, чем соответствующих гидратированных ионов. Следовательно, в осадок выпал сульфат бария. Уравнение этой реакции

Ba2 #plus.gif aq + SO42 #minus.gif aq = BaSO4 .

Символ означает, что вещество выделилось из раствора в виде осадка.

Что же осталось в растворе?

Если мы взяли порции хлорида бария и сульфата натрия, равные по количеству вещества, то в растворе остались только гидратированные ионы натрия и гидратированные хлорид-ионы. Если же какое-то из исходных веществ было взято в избытке, то избыток перешедших из него в раствор ионов тоже, естественно, останется в растворе. Так, если в избытке был взят сульфат натрия, то в растворе, кроме ионов натрия и хлорид-ионов, будут еще и сульфат-ионы (естественно, гидратированные).

Допустим, что были взяты порции, равные по количеству вещества. Тогда в получившемся растворе, как мы уже выяснили, будут присутствовать только гидратированные ионы натрия и хлорид-ионы. Если отделить раствор от осадка (например, фильтрованием) и выпарить воду, то образуется кристаллический хлорид натрия

Na#plus.gif aq + Cl#minus.gif NaClкр

Таким образом, проводя последовательно несколько химических процессов, мы из исходных веществ (Na2SO4 и BaCl2) получили новые вещества (BaSO4 и NaCl). Все это можно выразить одним (суммарным) химическим уравнением:

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl.

Очень похоже на это уравнение и " молекулярное " уравнение той реакции, которая непосредственно протекает в водном растворе. Так для нашей реакции (реакции образования осадка сульфата бария из ионов бария и сульфат-ионов)

Ba2 #plus.gif aq + SO42 #minus.gif aq = BaSO4

" молекулярное " уравнение реакции выглядит так:

BaCl2p + Na2SO4p = BaSO4 + 2NaClp.

Оно означает, что при взаимодействии раствора хлорида бария с раствором сульфата натрия образуется осадок сульфата бария и раствор хлорида натрия. Индекс " р " в таких уравнениях показывает, что данное вещество находится в растворе. Иногда этот индекс " для краткости " не пишут, и тогда " молекулярное " уравнение перестает отличаться от суммарного уравнения нескольких химических процессов. Этого следует избегать.

Формально описанная реакция образования сульфата бария является реакцией обмена (судя по " молекулярному" уравнению), но по существу это скорее реакция соединения. Ведь во время этой реакции ионы бария и сульфат-ионы, теряя гидратные оболочки, соединяются в кристаллы сульфата бария (смотри ионное уравнение).

С помощью таких реакций можно получить самые разнообразные нерастворимые или малорастворимые вещества, и не только соли, но и, например, гидроксиды:(На самом деле, реакция образования малорастворимых гидроксидов - более сложные процессы. Они относятся к кислотно-основным реакциям (см.§8). Здесь дается их сильно упрощенное описание)

Ag#plus.gif aq + Cl #minus.gif aq = AgCl

AgNO3p + NaClp = AgCl + NaNO3p;

или Zn2 #plus.gif aq + 2OH #minus.gif aq = Zn(OH)2

ZnSO4p + 2NaOHp = Zn(OH)2 + Na2SO4.

На первых порах составлять уравнения реакций нам поможет логический шаблон, который представлен в виде таблицы (табл. 32).

Таблица 32. Логический шаблон для составления уравнений реакций, протекающих в растворах

Пусть нам надо составить уравнение реакции, протекающей при сливании растворов хлорида кальция и карбоната натрия.Исходными веществами I и II здесь являются CaCl2 и Na2CO3.

Взаимодействие их с водой (химическое растворение) может быть описано следующими уравнениями:

.

Таким образом до начала реакции в растворе оказываются следующие частицы:

Ca2 #plus.gif aq , Cl#minus.gif aq , Na#plus.gif aq , CO32 #minus.gif aq , H2O.

Используя таблицу растворимости, находим, что из ионов Ca2 #plus.gif aq и CO32 #minus.gif aq может образоваться осадок нерастворимого в воде вещества CaCO3. Отметив это в таблице, составляем ионное уравнение:

Ca2 #plus.gif aq + CO32 #minus.gif aq = CaCO3

Остающиеся после завершения реакции частицы ( Cl#minus.gif aq , Na#plus.gif aq , H2O) между собой не реагируют и представляют собой раствор NaCl. Убедившись в этом, составляем " молекулярное " уравнение реакции:

CaCl2p + Na2CO3p = 2NaClp + CaCO3

Заполненная для этой реакции таблица выглядит следующим образом:

ЛОГИЧЕСКИЙ ШАБЛОН ДЛЯ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ, ПРОТЕКАЮЩИХ В РАСТВОРАХ

1.Используя шаблон, составьте ионные и " молекулярные" уравнения реакций, протекающих при сливании растворов следующих солей: а) MgSO4 и KF, б) KCl и AgNO3, в) Na3PO4 и CaCl2.

2.Составьте " молекулярные" уравнения реакций по следующим ионным уравнениям:

а) Pb2 #plus.gif aq + 2Br#minus.gif aq = PbBr2 ;

б) Fe3 #plus.gif aq + PO43 #minus.gif aq = FePO4 ;

в) Mg2 #plus.gif aq + 2OH#minus.gif aq = Mg(OH)2 .

3.Предложите способы получения следующих веществ: а) гидроксида марганца, б) карбоната кальция, в) сульфида железа(II), г) силиката цинка, используя метод осаждения из раствора. Запишите ионные и " молекулярные " уравнения соответствующих реакций.

4.Как а) из сульфата железа(II) получить гидроксид железа(II), б) из хлорида магния получить фторид магния, в) из фосфата натрия получить фосфат алюминия? Используйте метод осаждения из раствора. Составьте ионные и " молекулярные" уравнения соответствующих реакций.

5.Восстановите левые части молекулярных уравнений:

а) ... = NiS + Na2SO4,

б) ... =BaSO4 + 2LiNO3,

в) ... = MgCO3 + 2KBr,

г) ... = CaSO4 +CuCl2.

6.Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) Na NaOH Mg(OH)2,

б) Ca CaCl2 CaSO4,

в) Mg MgBr2 Mg(OH)2.

7.Определите массу осадка бромида серебра, образовавшегося при сливании 50 мл 0,1М раствора нитрата серебра с 200 мл 0,05М раствора бромида калия

1. Реакции с образованием осадка.

12.2. Реакции металлов с растворами солей и кислот (ОВР)

В водных растворах протекает множество ОВР. Простейшие из них – реакции металлов с растворами солей и кислот.

Рассмотрим, что произойдет, если поместить металл в раствор, уже содержащий ионы другого металла, например, кусочек железа поместить в раствор сульфата меди?

Склонность отдавать электроны у атома меди существенно меньше, чем у атома железа, поэтому ионы меди оказываются способными оторвать электроны у атомов железа, превратив их таким образом в ионы железа. Сами же ионы меди превращаются при этом в нейтральные атомы:

Ионы железа(II) гидратируются, а атомы меди соединяются металлической связью в кристаллы меди, которые и образуются на поверхности железа:

Feкр + Cu2 #plus.gif aq = Fe2 #plus.gif aq + Cuкр, или Feкр + CuSO4р = FeSO4р + Cuкр.

Убедимся в том, что это ОВР, составив уравнения электронного баланса:

Fe0 – 2e– = Fe+II

Cu+II + 2e– = Cu0.

Таким образом, атомы железа в этой реакции окисляются, а ионы меди(II) восстанавливаются.

По виду " молекулярного" уравнения эта реакция относится к реакциям замещения.

Часто говорят, что железо " вытесняет" медь из раствора ее соли. А будет ли, например, железо вытеснять магний из раствора его соли, или, наоборот, магний вытеснит железо? Для ответа на этот и подобные вопросы удобно выстроить атомы металлов в ряд по уменьшению их способности отдавать электроны и переходить в раствор в виде ионов. На первый взгляд, для составления такого ряда достаточно было бы воспользоваться значениями молярной энергии ионизации атомов элементов, образующих металлы. Но здесь нам придется вспомнить, что атомы металлов не просто переходят в раствор в виде ионов, но при этом еще и гидратируются, а при гидратации выделяется энергия. Чем больше энергия гидратации, тем устойчивее такой гидратированный ион и тем легче атомы такого металла образуют ионы и переходят в раствор.

Построенный с учетом всего этого ряд называется электрохимическим рядом напряжений металлов или просто рядом активности металлов. Пользуясь последним названием следует помнить, что здесь под словом " активность" понимается только способность атомов металла отдавать свои валентные электроны и переходить при этом в раствор в виде ионов. Никакого отношения к активности металлов в других условиях этот ряд не имеет. Поэтому в ряду активности металлов обычно приводят и формулы ионов, образующихся при переходе атомов металла в раствор. Электрохимический ряд напряжений металлов приведен в приложении 12. Как видите, в этих условиях наиболее активным металлом является литий, а наименее активным – золото.

Металл, стоящий в ряду напряжений левее, " вытесняет " из раствора соли любой металл, стоящий в этом ряду правее.

Но так происходит только в том случае, если оба металла не реагируют с водой. Следовательно, магний без побочных реакций " вытеснит " любой металл, стоящий правее него в ряду напряжений, из раствора его соли, а при взаимодействии кальция с тем же раствором прежде всего будет выделяться водород (кроме того, будут протекать и другие реакции; какие?).

В качестве примера составим уравнение реакции магния с раствором нитрата свинца (заполненный шаблон – см дальше).

Напротив, если мы поместим кусочек меди в раствор нитрата цинка, то никакой реакции протекать не будет, так как медь в ряду напряжений стоит правее цинка и не может " вытеснить" его из раствора.Внимательно рассмотрев ряд напряжений, вы обнаружите в нем водород и ион оксония. Вот с чем это связано.

Вы знаете, что наиболее активные металлы, то есть металлы, атомы которых с особой легкостью отдают электроны, окисляются водой (§ 11.4). Свои электроны атомы металлов отдают атомам водорода молекул воды, так как эти атомы водорода несут частичный заряд Δ#plus.gif . Можно сказать и наоборот: атомы водорода молекул воды, испытывая недостаток в электронах, отнимают электроны у атомов металла. Атомы менее активных металлов, обладающие меньшей склонностью к отдаче электронов, не могут отдать электроны атомам водорода, входящим в состав молекул воды (не окисляются водой). Но существует частица, в которой атомы водорода несут существенно больший частичный заряд Δ#plus.gif , чем те же атомы в молекуле воды. Это ион оксония. Следовательно, с этими ионами должны реагировать атомы большего числа металлов, чем реагируют с молекулами воды. Так оно и есть: большинство металлов вступает в реакцию с растворами кислот. Например, поместив гранулу цинка (он с водой не реагирует – вспомните оцинкованные ведра) в пробирку с соляной кислотой, мы сразу же увидим, как в виде пузырьков выделяется водород. Каждый атом цинка отдает свои два электрона двум атомам водорода разных ионов оксония. Пары электронов, связывавшие атомы кислорода с такими атомами водорода, полностью переходят к атомам кислорода. В результате образуются двухзарядные ионы цинка, атомы водорода и молекулы воды:

Ионы цинка гидратируются , в свою очередь, атомы водорода объединяются в молекулы, а молекулы – в пузырьки газа, в виде которого водород и выделяется из раствора:

2H· = H2

В итоге ионное уравнение этой реакции:

Zn + 2H3O#plus.gif = Zn2 #plus.gif aq + H2 + 2H2O,

а " молекулярное " : Zn + 2(H3O)Clр = ZnCl2р + H2 , но раствор хлорида оксония – это раствор хлороводорода (соляная кислота), поэтому молекулярное уравнение этой реакции обычно записывают так:

Zn + 2HClр = ZnCl2р + H2

Электронный баланс:

Zn0 –2e– = Zn+II

2H+I +2e– = H02.

Таким образом, атомы водорода в степени окисления +I, входящие в состав ионов оксония, являются в этой реакции окислителями, а нейтральные атомы цинка – восстановителями.

Аналогичное поведение ионов оксония и ионов металлов, участвующих в таких реакциях, дает возможность поместить водород в ряд напряжений в соответствии с окислительной активностью иона оксония.

Таким образом, все металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, реагируют с растворами кислот, " вытесняя " водород, из них металлы от лития до натрия, кроме того, реагируют и с водой (это не относится к азотной кислоте – с ней реакции протекают по-другому).

Металлы, стоящие в этом ряду правее водорода, с водой не реагируют и водород из растворов кислот не " вытесняют" . С некоторыми кислотами или смесями кислот эти металлы все же реагируют, но водород при этом все равно не выделяется.

Обратите внимание: с безводными кислотами металлы или не реагируют (например, с фосфорной), или реагируют совсем по-другому (например, с серной). С некоторыми такими реакциями вы познакомитесь при изучении химических свойств конкретных веществ.

В качестве примера использования шаблона для составления уравнения реакции рассмотрим реакцию алюминия с раствором бромоводорода (бромоводородной кислотой):

Вспомните, что энергия ионизации каждого последующего электрона больше энергии ионизации предыдущего электрона примерно в два раза. Так, для атома цинка молярные энергии ионизации первого и второго электронов равны соответственно 906 и 1730 кДж/моль. Почему же атом цинка, реагируя с кислотой, теряет сразу два своих электрона? Иными словами, почему при взаимодействии цинка с кислотой не образуются ионы Zn#plus.gif ? Причина аналогична той, по которой такие ионы не получаются при образовании ионного кристалла, содержащего ионы цинка. При потере цинком двух своих валентных электронов резко уменьшается радиус образующегося иона. Это (и увеличение заряда) приводит к тому, что энергия гидратации двухзарядного иона цинка существенно превышает энергию гидратации однозарядного иона, и выигрыш в энергии компенсирует затраты на ионизацию второго электрона.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ (РЯД АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ).

1.Составьте уравнения реакций, протекающих в водном растворе между: а) CuSO4 и Zn; б) AgNO3 и Cu; в) Hg(NO3)2 и Cr; г) HCl и Al; д) H2SO4 и Ni; е) HBr и Mn.

2.С растворами каких из следующих веществ будет реагировать хром: а) AgNO3; б) NaCl; в) NiSO4; г) Cu(NO3)2; д) CaBr2; е) Al2(SO4)3?

3.Какие вещества вступили в реакцию, если в результате реакции образовались а) Ag и Pb(NO3)2p; б) H2 и MgSO4p; в) Pb и Al(NO3)3p; г) H2 и FeCl2p; д) CaCO3 и NaClp; е) Fe(OH)3 и Rb2SO4p?

4.Осуществите превращения:

а) Mg MgSO4 Mg(OH)2 MgO;

б) S SO2 SO3 H2SO4 ZnSO4 BaSO4.

5. С избытком соляной кислоты прореагировали равные по массе кусочки магния и марганца. Не прибегая к вычислениям, определите, в каком случае выделилось больше водорода.

6.С избытком раствора серной кислоты прореагировали равные по количеству вещества кусочки алюминия и цинка. Не прибегая к вычислениям, определите, в каком случае выделилось больше водорода.

Реакции металлов с растворами кислот и солей.

12.3. Кислотно-основные реакции (КОР)

Чаще всего кислотно-основные реакции протекают в растворах.(Одним из немногих примеров кислотно-основных реакций, протекающих не в растворах - образование кристаллического хлорида аммония из газообразного хлороводорода и аммиака: HCl(г)+NH3(г)=NH4Cl(кр) ).С некоторыми из них вы уже знакомы (см. § 11.4). В 9-м классе вы будете изучать только те кислотно-основные реакции, которые протекают в водных растворах.

Катион водорода отличается от всех остальных ионов тем, что это – нехимическая частица. Это протон – ядро атома водорода, полностью лишенное электронной оболочки. Из-за отсутствия электронной оболочки катион водорода не может существовать в химических системах как отдельная частица, а может только передаваться от одной частицы к другой.

Следует различать кислоты-частицы (молекулы или ионы) и кислоты-вещества, а также основания-частицы (молекулы или ионы) и основания-вещества.

Для соответствующих веществ можно дать пока только предварительные определения.

Если и кислота (НА, кислота I) и основание (В, основание I) представляют собой молекулы, то их взаимодействие можно описать следующим уравнением:

.

Частица-кислота I (НА), отдав протон, превращается в анион (A#minus.gif ), способный принимать протон, то есть в частицу-основание II. В свою очередь, частица-основание I (В), приняв протон, превращается в катион (HB#plus.gif ), способный отдавать протон, то есть, в частицу-кислоту II. Возможна и обратная реакция:

.

Так как реакция обратима, может установиться равновесие:

,

которое называется кислотно-основным равновесием.

Пример такого равновесия – равновесие в растворе азотистой кислоты:

Как видно из уравнения, в приведенном примере молекулы воды являются частицами-основаниями. Схема механизма этой реакции

Примечание. Все молекулы и ионы в водном растворе гидратированы, поэтому индексы " aq " в уравнениях реакций, протекающих в водных растворах, в дальнейшем мы ставить не будем за исключением тех случаев, когда их отсутствие может вызвать недоразумение.

Другие примеры кислотно-основных равновесий:

В последней реакции молекулы воды являются частицами-кислотами.

Возможны и иные сочетания исходных частиц.

Носителем кислотных свойств в водном растворе является ион оксония – именно он образуется из молекулы воды при взаимодействии с кислотой. Носителем основных свойств в водных растворах является гидроксид-ион – именно этот ион образуется из молекулы воды при взаимодействии с основанием.

Присутствие именно этих ионов в растворе определяется с помощью кислотно-основных индикаторов, а ионы оксония придают раствору кислый вкус. Поэтому, когда о веществе говорят " кислота " , то имеют в виду, что при взаимодействии этого вещества с водой в растворе появляются ионы оксония. Точно также, когда о веществе говорят " основание" , то имеют в виду, что при взаимодействии этого вещества с водой в растворе появляются гидроксид-ионы. Если индивидуальное вещество уже содержит ионы оксония или гидроксид-ионы, то такое вещество тоже называют кислотой или основанием.

Например, (H3O)Cl или (H3O)2SO4 содержат в своем составе ионы оксония, а HCl, H2SO4, HNO2 образуют эти ионы при взаимодействии с водой. И в том, и в другом случае при растворении этих веществ в воде в растворе появляются ионы оксония:

.

Например, NaOH или Ba(OH)2 содержат в своем составе гидроксид-ионы, а NH3 (аммиак) или CH3NH2 (метиламин) при взаимодействии с водой образуют гидроксид-ионы. При растворении этих веществ в воде в растворе появляются гидроксид-ионы:

.

Для вещества-основания использование предварительного определения (см. предыдущую страницу) невозможно. Причина в том, что существует довольно много веществ, в состав которых входят частицы, способные принимать протон и даже очень к этому склонные, то есть частицы-основания (H #minus.gif , O2 #minus.gif , N3 #minus.gif , S2 #minus.gif , CO3#minus.gif , PO43 #minus.gif и др.), но вещества эти по традиции основаниями обычно не называют, а относят к другим классам неорганических веществ (гидридам, оксидам, нитридам и солям, соответственно). Точно также обстоит дело и с веществами-кислотами: под предварительное определение здесь подпадает очень много веществ, которые традиционно относят к солям. Дело в том, что многие гидратированные катионы могут отдавать протон молекулам воды, например:

[Zn(H2O)4]2 #plus.gif + H2O [Zn(H2O)3(OH)]#plus.gif + H3O#plus.gif ;

[Al(H2O)6]3 #plus.gif + H2O [Al(H2O)5(OH)]2 #plus.gif + H3O #plus.gif

и т. д. (подробнее см. § 12.7).

ЧАСТИЦЫ- КИСЛОТЫ, ЧАСТИЦЫ-ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ-ВЕЩЕСТВА, ОСНОВАНИЯ-ВЕЩЕСТВА

Выпишите уравнения КОР из § 4 главы XI. Укажите направление передачи протонов.

2.Для кислотно-основных реакций, уравнения которых приведены в этом параграфе, укажите направление передачи протонов, частицы-кислоты и частицы-основания.

3.Составьте молекулярные уравнения реакций, рассмотренных вами в п. 1 и 2. К каким классам химических веществ относятся вещества-участники этих реакций?

4.Определите массовую долю кислоты в растворе, образовавшемся в результате плавления а) хлорида оксония, б) сульфата оксония.

 

13.Важнейшие классы неорганических веществ

13.1. Определения

К важнейшим классам неорганических веществ по традиции относят простые вещества (металлы и неметаллы), оксиды (кислотные, основные и амфотерные), гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды) и соли. Вещества, относящиеся к одному и тому же классу, обладают сходными химическими свойствами. Но вы уже знаете, что при выделении этих классов используют разные классификационные признаки.

В этом параграфе мы окончательно сформулируем определения всех важнейших классов химических веществ и разберемся, по каким признакам выделяются эти классы.

Начнем с простых веществ (классификация по числу элементов, входящих в состав вещества). Их обычно делят на металлы и неметаллы (рис. 13.1-а).

Определение понятия " металл" вы уже знаете.

Из этого определения видно, что главным признаком, позволяющим нам разделить простые вещества на металлы и неметаллы, является тип химической связи.

В большинстве неметаллов связь ковалентная. Но есть еще и благородные газы (простые вещества элементов VIIIA группы), атомы которых в твердом и жидком состоянии связаны только межмолекулярными связями. Отсюда и определение.

По химическим свойствам среди металлов выделяют группу так называемых амфотерных металлов. Это название отражает способность этих металлов реагировать как с кислотами, так и со щелочами (как амфотерные оксиды или гидроксиды) (рис. 13.1-б).

Кроме этого, из-за химической инертности среди металлов выделяют благородные металлы. К ним относят золото, рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платину. По традиции к благородным металлам относят и несколько более реакционно-способное серебро, но не относят такие инертные металлы, как тантал, ниобий и некоторые другие. Есть и другие классификации металлов, например, в металлургии все металлы делят на черные и цветные, относя к черным металлам железо и его сплавы.

Из сложных веществ наибольшее значение имеют, прежде всего, оксиды (см.§2.5), но так как в их классификации учитываются кислотно-основные свойства этих соединений, мы сначала вспомним, что такое кислоты и основания.

Таким образом, мы выделяем кислоты и основания из общей массы соединений, используя два признака: состав и химические свойства.

По составу кислоты делятся на кислородсодержащие (оксокислоты) и бескислородные (рис. 13.2).

Следует помнить, что кислородсодержащие кислоты по своему строению являются гидроксидами.

Примечание. По традиции для бескислородных кислот слово кислота" используется в тех случаях, когда речь идет о растворе соответствующего индивидуального вещества, например: вещество HCl называют хлороводородом, а его водный раствор – хлороводородной или соляной кислотой.

Теперь вернемся к оксидам. Мы относили оксиды к группе кислотных или основных по тому, как они реагируют с водой (или по тому, из кислот или из оснований они получаются). Но с водой реагируют далеко не все оксиды, зато большинство из них реагирует с кислотами или щелочами, поэтому оксиды лучше классифицировать по этому свойству.

Существует несколько оксидов, которые в обычных условиях не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. Такие оксиды называют несолеобразующими. Это, например, CO, SiO, N2O, NO, MnO2. В отличие от них, остальные оксиды называют солеобразующими (рис. 13.3).

Как вы знаете, большинство кислот и оснований относится к гидроксидам. По способности гидроксидов реагировать и с кислотами, и со щелочами среди них (как и среди оксидов) выделяют амфотерные гидроксиды (рис. 13.4).

Теперь нам осталось дать определение солей. Термин " соль" используется издавна. По мере развития науки, его смысл неоднократно изменялся, расширялся и уточнялся. В современном понимании соль – это ионное соединение, но традиционно к солям не относят ионные оксиды (так как их называют основными оксидами), ионные гидроксиды (основания), а также ионные гидриды, карбиды, нитриды и т. п. Поэтому упрощенно можно сказать, что

Можно дать и другое, более точное, определение солей.

Давая такое определение, соли оксония обычно относят и к солям, и к кислотам.

Соли принято подразделять по составу на кислые, средние и основные (рис. 13.5).

То есть в состав анионов кислых солей входят атомы водорода, связанные ковалентными связями с другими атомами анионов и способные отрываться под действием оснований.

Основные соли обычно имеют очень сложный состав и часто нерастворимы в воде. Типичный пример основной соли – минерал малахит Cu2(OH)2CO3.

Как видите, важнейшие классы химических веществ выделяются по разным классификационным признакам. Но по какому бы признаку мы не выделяли класс веществ, все вещества этого класса обладают общими химическими свойствами.

В этой главе вы познакомитесь с наиболее характерными химическими свойствами веществ-представителей этих классов и с самыми важными способами их получения.

МЕТАЛЛЫ, НЕМЕТАЛЛЫ, АМФОТЕРНЫЕ МЕТАЛЛЫ, КИСЛОТЫ, ОСНОВАНИЯ, ОКСОКИСЛОТЫ, БЕСКИСЛОРОДНЫЕ КИСЛОТЫ, ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ, КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ, АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ, АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ, СОЛИ, КИСЛЫЕ СОЛИ, СРЕДНИЕ СОЛИ, ОСНОВНЫЕ СОЛИ

1.Где в естественной системе элементов расположены элементы, образующие металлы, а где – элементы, образующие неметаллы?

2.Напишите формулы пяти металлов и пяти неметаллов.

3.Составьте структурные формулы следующих соединений:

(H3O)Cl, (H3O)2SO4, HCl, H2S, H2SO4, H3PO4, H2CO3, Ba(OH)2, RbOH.

4.Каким оксидам соответствуют следующие гидроксиды:

H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?

Каков характер (кислотный или основный) каждого из этих оксидов?

5.Среди следующих веществ найдите соли. Составьте их структурные формулы.

KNO2, Al2O3, Al2S3, HCN, CS2, H2S, K2[Zn(OH)4], SiCl4, CaSO4, AlPO4

6.Составьте структурные формулы следующих кислых солей:

NaHSO4, KHSO3, NaHCO3, Ca(H2PO4)2, CaHPO4.

13.2. Металлы

В кристаллах металлов и в их расплавах атомные остовы связывает единое электронное облако металлической связи. Как и отдельный атом элемента, образующего металл, кристалл металла обладает способностью отдавать электроны. Склонность металла отдавать электроны зависит от его строения и, прежде всего, от размера атомов: чем больше атомные остовы (то есть чем больше ионные радиусы), тем легче металл отдает электроны.

Металлы – простые вещества, поэтому степень окисления атомов в них равна 0. Вступая в реакции, металлы почти всегда изменяют степень окисления своих атомов. Атомы металлов, не обладая склонностью принимать электроны, могут только их отдавать или обобществлять. Электроотрицательность этих атомов невелика, поэтому даже при образовании ими ковалентных связей атомы металлов приобретают положительную степень окисления. Следовательно, все металлы в той или иной степени проявляют восстановительные свойства. Они реагируют:

1) С неметаллами (но не все и не со всеми):

4Li + O2 = 2Li2O,

3Mg + N2 = Mg3N2 (при нагревании),

Fe + S = FeS (при нагревании).

Наиболее активные металлы легко реагируют с галогенами и кислородом, а с очень прочными молекулами азота реагирует только литий и магний.

Реагируя с кислородом, большинство металлов образует оксиды, а наиболее активные – пероксиды (Na2O2, BaO2) и другие более сложные соединения.

2) С оксидами менее активных металлов:

2Ca + MnO2 = 2CaO + Mn (при нагревании),

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe (с предварительным нагреванием).

Возможность протекания этих реакций определяется общим правилом (ОВР протекают в направлении образования более слабых окислителя и восстановителя) и зависит не только от активности металла (более активный, то есть легче отдающий свои электроны металл восстанавливает менее активный), но и от энергии кристаллической решетки оксида (реакция протекает в направлении образования более " прочного" оксида).

3) С растворами кислот (§ 12.2):

Mg + 2H3O#plus.gif = Mg2B + H2 + 2H2O, Fe + 2H3O#plus.gif = Fe2 #plus.gif + H2 + 2H2O,

Mg + H2SO4p = MgSO4p + H2 , Fe + 2HClp = FeCl2p + H2.

В этом случае возможность реакции легко определяется по ряду напряжений (реакция протекает, если металл в ряду напряжений стоит левее водорода).

4) C растворами солей (§ 12.2):

Fe + Cu2 #plus.gif = Fe2 #plus.gif + Cu, Cu + 2Ag#plus.gif = Cu2 #plus.gif +2Ag,

Fe + CuSO4p = Cu + FeSO4p, Cu + 2AgNO3p = 2Ag + Cu(NO3)2p.

Для определения возможности протекания реакции здесь также используется ряд напряжений.

5) Кроме этого, наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные) реагируют с водой (§ 11.4):

2Na + 2H2O = 2Na#plus.gif + H2 + 2OH#minus.gif , Ca + 2H2O = Ca2 #plus.gif + H2 + 2OH#minus.gif ,

2Na + 2H2O = 2NaOHp + H2 , Ca + 2H2O = Ca(OH)2p + H2.

Во второй реакции возможно образование осадка Ca(OH)2.

Большинство металлов в промышленности получают, восстанавливая их оксиды:

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2 (при высокой температуре),

MnO2 + 2C = Mn + 2CO (при высокой температуре).

В лаборатории для этого часто используют водород:

Наиболее активные металлы, как в промышленности, так и в лаборатории, получают с помощью электролиза (§ 9.9).

В лаборатории менее активные металлы могут быть восстановлены из растворов их солей более активными металлами (ограничения см. в § 12.2).

1.Почему металлы не склонны проявлять окислительные свойства?

2.От чего в первую очередь зависит химическая активность металлов?

3.Осуществите превращения

а) Li Li2O LiOH LiCl; б) NaCl Na Na2O2;

в) FeO Fe FeS Fe2O3; г) CuCl2 Cu(OH)2 CuO Cu CuBr2.

4.Восстановите левые части уравнений:

а) ... = H2O + Cu;

б) ... = 3CO + 2Fe;

в) ... = 2Cr + Al2O3

. Химические свойства металлов.

13.3. Неметаллы

В отличие от металлов, неметаллы очень сильно отличаются друг от друга по своим свойствам – как физическим, так и химическим, и даже по типу строения. Но, не считая благородных газов, во всех неметаллах связь между атомами ковалентная.

Атомы, входящие в состав неметаллов, обладают склонностью к присоединению электронов, но, образуя простые вещества, " удовлетворить" эту склонность не могут. Поэтому неметаллы (в той или иной степени) обладают склонностью присоединять электроны, то есть могут проявлять окислительные свойства. Окислительная активность неметаллов зависит, с одной стороны, от размеров атомов (чем меньше атомы, тем активнее вещество), а с другой – от прочности ковалентных связей в простом веществе (чем прочнее связи, тем менее активно вещество). При образовании ионных соединений атомы неметаллов действительно присоединяют " лишние" электроны, а при образовании соединений с ковалентными связями – лишь смещают в свою сторону общие электронные пары. И в том, и в другом случае степень окисления уменьшается.

Неметаллы могут окислять:

1) металлы (вещества более или менее склонные отдавать электроны):

3F2 + 2Al = 2AlF3,

O2 + 2Mg = 2MgO (с предварительным нагреванием),

S + Fe = FeS (при нагревании),

2C + Ca = CaC2 (при нагревании).

2) другие неметаллы (менее склонные принимать электроны):

2F2 + C = CF4 (при нагревании),

O2 + S = SO2 (с предварительным нагреванием),

S + H2 = H2S (при нагревании),

3) многие сложные вещества:

4F2 + CH4 = CF4 + 4HF,

3O2 + 4NH3 = 2N2 + 6H2O (при нагревании),

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl.

Здесь возможность протекания реакции определяется прежде всего прочностью связей в реагентах и продуктах реакции и может быть определена путем расчета Δ G.

Самый сильный окислитель – фтор. Ненамного уступают ему кислород и хлор (обратите внимание на их положение в системе элементов).

В значительно меньшей степени окислительные свойства проявляют бор, графит (и алмаз), кремний и другие простые вещества, образованные элементами, примыкающими к границе между металлами и неметаллами. Атомы этих элементов менее склонны присоединять электроны. Именно эти вещества (особенно графит и водород) способны проявлять восстановительные свойства:

2С + MnO2 = Mn + 2CO,

4H2 + Fe3O4 = 3Fe + 4H2O.

Остальные химические свойства неметаллов вы изучите в следующих разделах при знакомстве с химией отдельных элементов (как это было в случае кислорода и водорода). Там же вы изучите и способы получения этих веществ.

1.Какие из приведенных веществ являются неметаллами: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?

2.Приведите примеры неметаллов, при обычных условиях представляющих собой а) газы, б) жидкости, в) твердые вещества.

3.Приведите примеры а) молекулярных и б) немолекулярных простых веществ.

4.Приведите по три примера химических реакций, в которых окислительные свойства проявляет а) хлор и б) водород.

5.Приведите три примера химических реакций, отсутствующие в тексте параграфа, в которых водород проявляет восстановительные свойства.

6.Осуществите превращения:

а) P4 P4O10 H3PO4; б) H2 NaH H2; в) Cl2 NaCl Cl2.

Химические свойства неметаллов.

13.4. Основные оксиды

Вы уже знаете, что все основные оксиды – твердые немолекулярные вещества с ионной связью.

К основным оксидам относятся:

а) оксиды щелочных и щелочноземельных элементов,

б) оксиды некоторых других элементов, образующих металлы, в низших степенях окисления, например: СrO, MnO, FeO, Ag2O и др.

В их состав входят однозарядные, двухзарядные (очень редко трехзарядные катионы) и оксид-ионы. Наиболее характерные химические свойства основных оксидов как раз и связаны с присутствием в них двухзарядных оксид-ионов (очень сильных частиц-оснований). Химическая активность основных оксидов зависит прежде всего от прочности ионной связи в их кристаллах.

1) Все основные оксиды реагируют с растворами сильных кислот (§ 12.5):

Li2O + 2H3O#plus.gif = 2Li#plus.gif + 3H2O, NiO + 2H3O#plus.gif = Ni2 #plus.gif +3H2O,

Li2O + 2HClp = 2LiClp + H2O, NiO + H2SO4p = NiSO4p + H2O.

В первом случае кроме реакции с ионами оксония протекает еще и реакция с водой, но, так как ее скорость значительно меньше, ею можно пренебречь, тем более, что в итоге все равно получаются те же продукты.

Возможность реакции с раствором слабой кислоты определяется как силой кислоты (чем сильнее кислота, тем она активнее), так и прочностью связи в оксиде (чем слабее связь, тем активнее оксид).

2) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой (§ 11.4):

Li2O + H2O = 2Li#plus.gif + 2OH#minus.gif BaO + H2O = Ba2 #plus.gif + 2OH#minus.gif

Li2O + H2O = 2LiOHp, BaO + H2O = Ba(OH)2p.

3) Кроме того, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами:

BaO + CO2 = BaCO3,

FeO + SO3 = FeSO4,

Na2O + N2O5 = 2NaNO3.

В зависимости от химической активности тех и других оксидов реакции могут протекать при обычной температуре или при нагревании.

В чем причина протекания таких реакций? Рассмотрим реакцию образования BaCO3 из BaO и CO2. Реакция протекает самопроизвольно, а энтропия в этой реакции уменьшается (из двух веществ, твердого и газообразного, образуется одно кристаллическое вещество), следовательно, реакция экзотермическая. В экзотермических реакциях энергия образующихся связей больше, чем энергия рвущихся, следовательно, энергия связей в BaCO3 больше, чем в исходных BaO и CO2. И в исходных веществах, и в продуктах реакции два типа химической связи: ионная и ковалентная. Энергия ионной связи (энергия решетки) в BaO несколько больше, чем в BaCO3 (размер карбонатного иона больше, чем оксид-иона), следовательно, энергия системы O2 #minus.gif + CO2 больше, чем энергия CO32 #minus.gif .

+ Q

Иными словами, ион CO32 #minus.gif более устойчив, чем отдельно взятые ион O2 #minus.gif и молекула CO2. А большая устойчивость карбонат-иона (его меньшая внутренняя энергия) связана с распределением заряда этого иона (– 2 е) по трем атомам кислорода карбонат-иона вместо одного в оксид-ионе (см. также § 13.11).

4) Многие основные оксиды могут быть восстановлены до металла более активным металлом или неметаллом-восстановителем:

MnO + Ca = Mn + CaO (при нагревании),

FeO + H2 = Fe + H2O (при нагревании).

Возможность протекания таких реакций зависит не только от активности восстановителя, но и от прочности связей в исходном и образующемся оксиде.

Общим способом получения почти всех основных оксидов является окисление соответствующего металла кислородом. Таким способом не могут быть получены оксиды натрия, калия и некоторых других очень активных металлов (в этих условиях они образуют пероксиды и более сложные соединения), а также золота, серебра, платины и других очень малоактивных металлов (эти металлы не реагируют с кислородом). Основные оксиды могут быть получены термическим разложением соответствующих гидроксидов, а также некоторых солей (например, карбонатов). Так, оксид магния может быть получен всеми тремя способами:

2Mg + O2 = 2MgO,

Mg(OH)2 = MgO + H2O,

MgCO3 = MgO + CO2.

1.Составьте уравнения реакций:

а) Li2O + CO2 б) Na2O + N2O5 в) CaO + SO3

г) Ag2O + HNO3 д) MnO + HCl е) MgO + H2SO4

2.Составьте уравнения реакций, протекающих при осуществлении следующих превращений:

а) Mg MgO MgSO4 б) Na2O Na2SO3 NaCl

в) CoO Co CoCl2 г) Fe Fe3O4 FeO

3.Порцию никеля массой 8,85 г прокалили в токе кислорода до получения оксида никеля(II), затем обработали избытком соляной кислоты. К полученному раствору добавили раствор сульфида натрия до прекращения выделения осадка. Определите массу этого осадка.

Химические свойства основных оксидов.

13.5. Кислотные оксиды

Все кислотные оксиды - вещества с ковалентной связью.

К кислотным оксидам относятся:

а) оксиды элементов, образующих неметаллы,

б) некоторые оксиды элементов, образующих металлы, если металлы в этих оксидах находятся в высших степенях окисления, например, CrO3, Mn2O7.

Среди кислотных оксидов есть вещества, представляющие собой при комнатной температуре газы (например: СО2, N2O3, SO2, SeO2), жидкости (например, Mn2O7) и твердые вещества (например: B2O3, SiO2, N2O5, P4O6, P4O10, SO3, I2O5, CrO3). Большинство кислотных оксидов - молекулярные вещества (исключения составляют B2O3, SiO2, твердый SO3, CrO3 и некоторые другие; существуют и немолекулярные модификации P2O5). Но и немолекулярные кислотные оксиды при переходе в газообразное состояние становятся молекулярными.

Для кислотных оксидов характерны следующие химические свойства.

1) Все кислотные оксиды реагируют с сильными основаниями, как с твердыми:

CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O

SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O (при нагревании),

так и с растворами щелочей (§ 12.8):

SO3 + 2OH#minus.gif = SO42 #minus.gif + H2O, N2O5 + 2OH#minus.gif = 2NO3#minus.gif + H2O,

SO3 + 2NaOHр = Na2SO4р + H2O, N2O5 + 2KOHр = 2KNO3р + H2O.

Причина протекания реакций с твердыми гидроксидами та же, что с оксидами (см. § 13.4).

Наиболее активные кислотные оксиды (SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.

2) Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами (§ 13.4):

CO2 + CaO = CaCO3

P4O10 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2 (при нагревании)

3) Многие кислотные оксиды реагируют с водой (§11.4).

N2O3 + H2O = 2HNO2 SO2 + H2O = H2SO3 (более правильная запись формулы сернистой кислоты -SO2 .H2O

N2O5 + H2O = 2HNO3 SO3 + H2O = H2SO4

Многие кислотные оксиды могут быть получены путем окисления кислородом (сжигания в кислороде или на воздухе) соответствующих простых веществ (Cгр, S8, P4, Pкр, B, Se, но не N2 и не галогены):

C + O2 = CO2,

S8 + 8O2 = 8SO2,

или при разложении соответствующих кислот:

H2SO4 = SO3 + H2O (при сильном нагревании),

H2SiO3 = SiO2 + H2O (при высушивании на воздухе),

H2CO3 = CO2 + H2O (при комнатной температуре в растворе),

H2SO3 = SO2 + H2O (при комнатной температуре в растворе).

Неустойчивость угольной и сернистой кислот позволяет получать CO2 и SO2 при действии сильных кислот на карбонаты Na2CO3 + 2HClp = 2NaClp + CO2 +H2O

(реакция протекает как в растворе, так и с твердым Na2CO3), и сульфиты

K2SO3тв + H2SO4конц = K2SO4 + SO2 + H2O (если воды много, диоксид серы в виде газа не выделяется).

1.Составьте уравнения реакций, протекающих при взаимодействии с раствором гидроксида натрия а) оксида углерода(IV), б) оксида серы(IV), в) оксида азота(III), г) оксида азота(V). Зависят ли продукты каждой из этих реакций от того, какое из исходных веществ взято в избытке? 2.Составьте уравнения реакций, по которым из соответствующих оксидов можно получить следующие соли: карбонат бария, фосфат натрия, сульфит магния, силикат цинка.

3.С какими из следующих оксидов может реагировать гидроксид калия: SiO2, MgO, Al2O3, FeO, SeO3, Mn2O7. Укажите условия протекания этих реакций.

4.Определите массу гидроксида натрия, минимально необходимого для полного поглощения 33,6 л углекислого газа при нормальных условиях.

Химические свойства кислотных оксидов.

13.6. Амфотерные оксиды

К амфотерным оксидам относят ZnO, Al2O3, BeO, Cr2O3, PbO, CuO и некоторые другие оксиды. Химическая связь в них плохо описывается как в рамках модели ионной связи, так и в рамках модели ковалентной связи.

По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами. Рассмотрим эти реакции на примере оксида цинка.

При сплавлении оксида цинка со щелочью (например, NaOH) оксид цинка ведет себя как кислотный оксид, образуя в результате реакции соль - цинкат натрия:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O .

При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:

ZnO + 2OH#minus.gif + H2O = [Zn(OH)4]2 #minus.gif .

Молекулярное уравнение: ZnO + 2NaOHp + H2O = Na2[Zn(OH)4]p.

Образующийся анион называется тетрагидроксоцинкат-ионом, а соль, которую можно выделить из раствора - тетрагидроксоцинкатом натрия.

В аналогичные реакции вступают и другие амфотерные оксиды. Состав и названия этих веществ легко можно определить, пользуясь таблицей 34.

При нагревании амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами

ZnO + Na2O = Na2ZnO2, но только в случае оксидов щелочных металлов может идти речь об образовании солей, в остальных случаях образуются сложные оксиды.

Способы получения амфотерных оксидов те же, что и основных оксидов.

Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B2O3).

Таблица 34. Состав и названия анионов, образующихся при реакции со щелочью амфотерных оксидов

Осуществите превращения:

а) Pb(NO3)2 Pb(OH)2 PbO Na2PbO2 Pb(NO3)2,

б) Al2(SO4)3 Al(OH)3 Al2O3 Na3[Al(OH)6] AlCl3.

Химические свойства амфотерных оксидов

 

Глава 14. Химия s-элементов. Натрий и калий. Магний и кальций

14.1. Общая характеристика элементов IA и IIA групп

В IA группу входят литий, натрий, калий, рубидий и цезий. Эти элементы называют щелочными элементами. В эту же группу входит искусственно полученный малоизученный радиоактивный (неустойчивый) элемент франций. Иногда в IA группу включают и водород (см.главу 10). Таким образом, в эту группу входят элементы каждого из 7 периодов.

Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы.

Говоря о том, сколь часто встречаются природе атомы того, или иного элемента, обычно указывают его распространенность в земной коре. Под земной корой понимают атмосферу, гидросферу и литосферу нашей планеты. Так, в земной коре наиболее распространены четыре из этих тринадцати элементов: Na (w =2,63 %), K (w = 2,41 %), Mg (w = 1,95 %) и Ca (w = 3,38 %). Остальные встречаются значительно реже, а франций вообще не встречается.

Орбитальные радиусы атомов этих элементов (кроме водорода) изменяются от 1,04 А (у бериллия) до 2,52 А (у цезия), то есть у всех атомов превышают 1 ангстрем. Это приводит к тому, что все эти элементы представляют собой элементы, образующие истинные металлы, а бериллий – элемент, образующий амфотерный металл.

Общая валентная электронная формула элементов IA группы – ns1, а элементов IIА группы – ns2.

Большие размеры атомов и незначительное число валентных электронов приводят к тому, что атомы этих элементов (кроме бериллия) склонны отдавать свои валентные электроны. Наиболее легко отдают свои валентные электроны атомы элементов IA группы (см. приложение 6), при этом из атомов щелочных элементов образуются однозарядные катионы, а из атомов щелочноземельных элементов и магния – двухзарядные катионы. Степени окисления в соединениях у щелочных элементов равна +I, а у элементов IIA группы – +II.

Простые вещества, образуемые атомами этих элементов, – металлы. Литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций называют щелочными металлами, так как их гидроксиды представляют собой щелочи. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Химическая активность этих веществ увеличивается по мере увеличения атомного радиуса.

Из химических свойств этих металлов наиболее важны их восстановительные свойства. Щелочные металлы – сильнейшие восстановители. Металлы элементов IIA группы также довольно сильные восстановители.

Все они (кроме бериллия) реагируют с водой (магний при кипячении):

2M + 2H2O = 2M#plus.gif aq + 2OH#minus.gif aq + H2 ,

M + 2H2O = M2 #plus.gif + 2OH#minus.gif + H2 .

В случае магния, кальция и стронция из-за малой растворимости образующихся гидроксидов реакция сопровождается образованием осадка:

M2 #plus.gif + 2OH#minus.gif = Mg(OH)2

Щелочные металлы реагируют с большинством неметаллов:

2M + H2 = 2MH (при нагревании),

4M + O2 = 2M2O (M – Li),

2M + Cl2 = 2MCl (при обычных условиях),

2M + S = M2S (при нагревании).

Из щелочных металлов, сгорая в кислороде, обычный оксид образует только литий. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (M2O2) или надпероксиды (MO2 – соединения, содержащие надпероксид-ион с формальным зарядом –1 е).

Как и щелочные металлы, металлы элементов IIA группы реагируют со многими неметаллами, но при более жестких условиях:

M + H2 = MH2 (при нагревании; кроме бериллия),

2M + O2 = 2MO (при обычных условиях; Be и Mg – при нагревании),

M + Cl2 = MCl2 (при обычных условиях),

M + S = MS (при нагревании).

В отличие от щелочных металлов с кислородом они образуют обычные оксиды.

С кислотами спокойно реагирует только магний и бериллий, остальные простые вещества очень бурно, часто со взрывом.

Бериллий реагирует с концентрированными растворами щелочей:

Be + 2OH#minus.gif + 2H2O = [Be(OH)4]2 #minus.gif + H2

В соответствии с положением в ряду напряжений с растворами солей реагируют только бериллий и магний, остальные металлы в этом случае реагируют с водой.

Являясь сильными восстановителями, щелочные и щелочноземельные металлы восстанавливают многие менее активные металлы из их соединений, например, при нагревании протекают реакции:

4Na + MnO2 = 2Na2O + Mn;

2Ca + SnO2 = 2CaO + Sn.

Общий для всех щелочных металлов и металлов IIA группы промышленный способ получения – электролиз расплавов солей.

Кроме бериллия оксиды всех рассматриваемых элементов – основные оксиды, а гидроксиды – сильные основания (у бериллия эти соединения амфотерные, гидроксид магния – слабое основание).

Усиление основных свойств гидроксидов с увеличением порядкового номера элемента в группе легко прослеживается в ряду гидроксидов элементов IIA группы. Be(OH)2 – амфотерный гидроксид, Mg(OH)2 – слабое основание, Ca(OH)2, Sr(OH)2 и Ba(OH)2 сильные основания, но с увеличением порядкового номера растет их растворимость, и Ba(OH)2 уже можно отнести к щелочам.

НАДПЕРОКСИДЫ

1.Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов IA и IIA групп. Укажите внешние и валентные электроны.

2.По каким причинам водород помещают в IA группу, а по каким – в VIIA группу?

3.Составьте уравнения реакций следующих веществ с избытком кислорода: Li, Na, K, LiH, NaH, Li3N, Na2C2.

4.Кристаллы некоторого вещества состоят из однозарядных ионов. В состав каждого иона входит по 18 электронов. Составьте а) простейшую формулу вещества; б) сокращенные электронные формулы ионов; в) уравнение одной из реакций получения этого вещества; г) два уравнения реакций с участием этого вещества.

14.2. Натрий и калий

Натрий и калий – важнейшие щелочные элементы.

Простые вещества, образуемые этими элементами, – мягкие легкоплавкие серебристые металлы, легко режутся ножом, быстро окисляются на воздухе. Хранят их под слоем керосина. Температура плавления натрия 98 °С, а калия 64 °С.

Оксиды этих элементов типичные основные оксиды. Они очень гигроскопичны: поглощая воду, превращаются в гидроксиды.

Гидроксиды натрия и калия – щелочи. Это твердые бесцветные кристаллические вещества, плавящиеся без разложения. Как и оксиды, они очень гигроскопичны: поглощая воду, превращаются в концентрированные растворы. Как твердые гидроксиды, так и их концентрированные растворы – очень опасные вещества: при попадании на кожу вызывают труднозаживающие язвы, вдыхание их пыли приводит к поражению дыхательных путей. Гидроксид натрия (тривиальные названия – едкий натр, каустическая сода) относится к важнейшим продуктам химической промышленности – с его помощью создается щелочная среда во многих химических производствах. Гидроксид калия (тривиальное название – "едкое кали") используют для производства других соединений калия.

Большинство средних солей натрия и калия термически устойчивые вещества и разлагаются только при очень высоких температурах. При умеренном нагревании разлагаются только соли галогенсодержащих оксокислот, нитраты и некоторые другие соединения:

NaClO4 = NaCl + 2O2 ;

8NaClO3 = 6NaClO4 + 2NaCl;

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2 ;

Na2[Zn(OH)4] = Na2ZnO2 + 2H2O .

Кислые соли менее устойчивы, при нагревании все они разлагаются:

2NaHS = Na2S + H2S ;

2NaHSO4 = Na2S2O7 + H2O ;

2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O­ + CO2 ;

NaH2PO4 = NaPO3 + H2O ;

Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O .

Основных солей эти элементы не образуют.

Из солей наибольшее значение имеет хлорид натрия – поваренная соль. Это не только необходимая составная часть пищи, но и сырье для химической промышленности. Из него получают гидроксид натрия, питьевую соду (NaHCO3), соду (Na2CO3) и многие другие соединения натрия. Соли калия – необходимые минеральные удобрения.

Почти все соли натрия и калия растворимы, поэтому доступных качественных реакций на ионы этих элементов не. (Качественными реакциями называют химические реакции, позволяющие обнаружить в соединении атомы или ионы какого-либо химического элемента, доказав при этом, что обнаружен именно эти атомы или ионы, а не какие-нибудь другие, похожие на них по химическим свойствам. Также называют реакции, позволяющие обнаружить какое-либо вещество в смеси) Определить наличие в соединении ионов натрия или калия можно по окрашиванию бесцветного пламени при внесении в него исследуемого образца: в случае натрия пламя окрашивается в желтый цвет, а в случае калия – в фиолетовый.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ

Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) натрия, б) гидроксида калия, в) карбоната натрия, г) гидросульфида натрия.

Окрашивание пламени солями натрия и калия

14.3. Магний и кальций

Простые вещества магний и кальций – металлы. Кальций быстро окисляется на воздухе, а магний в этих условиях значительно устойчивее – он окисляется лишь с поверхности. Кальций хранят под слоем керосина. Температуры плавления магния и кальция – 650 и 851 °С соответственно. Магний и кальций значительно более твердые вещества, чем щелочные металлы. Невысокая плотность магния (1,74 г/см3) при значительной прочности дает возможность использовать его сплавы в авиационной промышленности.

И магний, и кальций – сильные восстановители (особенно при нагревании). Их часто используют для восстановления других, менее активных, металлов из их оксидов (магний – в лаборатории, а кальций – в промышленности).

Магний и кальций – одни из немногих металлов реагирующих с азотом. При нагревании они образует с ним нитриды Mg3N2 и Ca3N2. Поэтому, сгорая на воздухе, магний и кальций превращаются в смесь оксидов с нитридами.

Кальций легко реагирует с водой, а магний – только при кипячении. В обоих случаях выделяется водород и образуются малорастворимые гидроксиды.

Оксиды магния и кальция – ионные вещества; по химическому поведению они – основные оксиды. Оксид магния с водой не реагирует, а оксид кальция (тривиальное название – "негашеная известь") реагирует бурно с выделением теплоты. Образующийся гидроксид кальция в промышленности называют "гашеной известью".

Гидроксид магния нерастворим в воде, тем не менее он является основанием. Гидроксид кальция заметно растворим в воде; его насыщенный раствор называют "известковой водой", это щелочной раствор (изменяет окраску индикаторов). Гидроксид кальция в сухом, а особенно во влажном состоянии поглощает углекислый газ из окружающего воздуха и превращается в карбонат кальция. Это свойство гашеной извести много веков использовалось в строительстве: гашеная известь как основной компонент входила в состав строительных известковых растворов, в настоящее время почти полностью замененных цементными. Оба гидроксида при умеренном нагревании, не плавясь, разлагаются.

Соли магния и особенно кальция входят в состав многих породообразующих минералов. Из этих горных пород наиболее известны мел, мрамор и известняк, основным веществом которых является карбонат кальция. Карбонаты кальция и магния при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды и углекислый газ. С водой, содержащей растворенный диоксид углерода, эти карбонаты реагируют, образуя растворы гидрокарбонатов, например:

MCO3 + CO2 + H2O = M2 #plus.gif + 2HCO3#minus.gif .

При нагревании, и даже при попытке выделить гидрокарбонаты из раствора, удаляя воду при комнатной температуре, они разлагаются по обратной реакции:

M2 #plus.gif + 2HCO3#minus.gif = MCO3 + CO2 + H2O.

Гидратированный сульфат кальция CaSO4·2H2O представляет собой бесцветное кристаллическое вещество малорастворимое в воде. При нагревании оно частично обезвоживается, переходя в кристаллогидрат состава 2CaSO4·H2O. Тривиальное название двуводного гидрата – гипс, а полуводного – алебастр. При смешивании алебастра с водой он гидратируется, при этом образуется плотная твердая масса гипса. Это свойство алебастра используется в медицине (гипсовые повязки) и строительстве (армированные гипсовые перегородки, заделка дефектов). Скульпторы используют алебастр для изготовления гипсовых моделей и форм.

Карбид (ацетиленид) кальция CaC2. Структурная формула (Ca2 #plus.gif )(#minus.gif CC#minus.gif ). Получают спеканием негашеной извести с углем:

CaO + 3C = CaC2 + CO

Это ионное вещество не является солью и полностью гидролизуется водой с образованием ацетилена, который долгое время и получали таким способом:

CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2.

Гидратированный ион магния [Mg(H2O)6]2 #plus.gif – катионная кислота (см. приложение 13), поэтому растворимые соли магния подвергаются гидролизу. По этой же причине магний может образовывать основные соли, например, Mg(OH)Cl. Гидратированный ион кальция не является катионной кислотой.

Кальций в соединении может быть обнаружен по окрашиванию пламени. Цвет пламени – оранжево-красный. Качественная реакция на ионы Ca2 #plus.gif , Sr2 #plus.gif и Ba2 #plus.gif , не позволяющая однако различить эти ионы между собой – осаждение соответствующих сульфатов разбавленным раствором серной кислоты (или любым раствором сульфата в кислотной среде):

M2 #plus.gif + SO42 #minus.gif = MSO4.

1.Почему магний и кальций не образуют однозарядных ионов?

2.Составьте уравнения всех реакций, приведенных параграфе описательно.

3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) кальция, б) оксида кальция, в) гидроксида магния, г) карбоната кальция, д) хлорида магния.

Исследование свойств соединений магния и кальция

14.4. Жесткость воды и методы ее устранения

Природная вода в той, или иной степени содержит ионы растворимых солей. Если в пресной воде суммарная концентрация ионов Mg2 #plus.gif и Ca2 #plus.gif превышает 2 ммоль/л, то такую воду называют жесткой (если не превышает, то – мягкой). В качестве анионов в жесткой воде могут содержаться HCO3#minus.gif , SO42 #minus.gif , Cl#minus.gif и другие ионы.

При нагревании жесткой воды из нее выделяются карбонаты магния и кальция, а при кипячении – еще и сульфаты. Образующийся плотный осадок часто называют "накипью". Именно он появляется на внутренних поверхностях чайников. В промышленности этот осадок образуется на стенках котлов, снижая их теплопроводность, и трубопроводов, уменьшая их внутренний диаметр.

При стирке в жесткой воде с использованием мыла его расход сильно возрастает, а качество стирки снижается, так как из раствора мыла (натриевых солей некоторых органических кислот) выделяются нерастворимые кальциевые и магниевые соли. При использовании синтетических стиральных порошков этот эффект не наблюдается.

Различают временную (карбонатную) жесткость, устраняемую кипячением, и постоянную (некарбонатную), сохраняющуюся после кипячения воды.

Устранение жесткости заключается в удалении из нее ионов Mg2 #plus.gif и Ca2 #plus.gif .

Временная жесткость устраняется кипячением.

Для устранения общей жесткости в воду добавляют различные реагенты:

1. Гашеную известь Ca(OH)2.

Ca2 #plus.gif + HCO2#minus.gif +OH#minus.gif = CaCO3 + H2O

Mg2 #plus.gif + 2HCO3#minus.gif + Ca2 #plus.gif + 2OH#minus.gif = MgCO3 + CaCO3 + 2H2O

Mg2 #plus.gif + 2OH#minus.gif = Mg(OH)2

2. Соду Na2CO3.

M2 #plus.gif +CO32 #minus.gif = MCO3

3. Фосфат натрия Na2PO4.

3M2 #plus.gif + 2PO43 #minus.gif = M3(PO4)2

Фосфаты кальция и магния менее растворимы, чем карбонаты. Поэтому применение фосфата натрия приводит к более полному устранению жесткости.

Современный способ устранения жесткости основан на применении ионообменных смол (ионитов). Иониты представляют собой полимерные кислоты RHn (катиониты) и полимерные основания R(OH)n (аниониты).

При пропускании растворов солей через трубки (ионообменники), заполненные зернами ионитов, протекают реакции, называемые реакциями ионного обмена: катиониты как бы обменивают свои атомы водорода на катионы (отсюда и их название), а аниониты – гидроксильные группы на анионы:

RHn + (n/2)M2 #plus.gif + nH2O = RMn/2 + nH3O#plus.gif ,

R(OH)n + nA#minus.gif = RAn + nOH#minus.gif .

Последовательно пропуская жесткую воду через ионообменник, заполненный катионитом, и ионообменник, заполненный анионитом, жесткость можно устранить полностью.

Таким способом можно очистить не только жесткую, но и морскую воду, что иногда и делается для ее опреснения. В промышленности иониты используют для получения чистой (деионизированной) воды вместо дистиллированной.

ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ,ЖЕСТКАЯ ВОДА,МЯГКАЯ ВОДА, ВРЕМЕННАЯ ЖЕСТКОСТЬ, ПОСТОЯННАЯ ЖЕСТКОСТЬ, ИОНООБМЕННЫЕ СМОЛЫ (ИОНИТЫ), КАТИОНИТ, АНИОНИТ, ИОНООБМЕННИК, РЕАКЦИЯ ИОННОГО ОБМЕНА.

Составьте молекулярные уравнения реакций, ионные уравнения которых приведены в тексте параграфа.

 

Глава 15. Галогены и халькогены. Хлор и сера

15.1. Общая характеристика галогенов и халькогенов

Галогены ("рождающие соли") – элементы VIIA группы. К ним относятся фтор, хлор, бром и йод. В эту же группу входит и неустойчивый, а потому не встречающийся в природе астат. Иногда к этой группе относят и водород.

Халькогены ("рождающие медь") – элементы VIA группы. К ним относятся кислород, сера, селен, теллур и практически не встречающийся в природе полоний.

Из восьми существующих в природе атомов элементов этих двух групп наиболее распространены атомы кислорода (w = 49,5 %), за ним по распространенности следуют атомы хлора (w = 0,19 %), далее – серы (w = 0,048 %), затем – фтора (w = 0,028 %). Атомов остальных элементов в сотни и тысячи раз меньше. Кислород вы уже изучали в восьмом классе (гл. 10), из остальных элементов наиболее важными являются хлор и сера – с ними вы и познакомитесь в этой главе.

Орбитальные радиусы атомов галогенов и халькогенов невелики и лишь у четвертых атомов каждой группы приближаются к одному ангстрему. Это приводит к тому, что все эти элементы, представляют собой элементы, образующие неметаллы и только теллур и йод проявляют некоторые признаки амфотерности.

Общая валентная электронная формула галогенов – ns2np5, а халькогенов – ns2np4. Маленькие размеры атомов не позволяют им отдавать электроны, напротив, атомы этих элементов склонны их принимать, образуя однозарядные (у галогенов) и двухзарядные (у халькогенов) анионы. Соединяясь с небольшими атомами, атомы этих элементов образуют ковалентные связи. Семь валентных электронов дают возможность атомам галогенов (кроме фтора) образовывать до семи ковалентных связей, а шесть валентных электронов атомов халькогенов – до шести ковалентных связей.

В соединениях фтора – самого электроотрицательного элемента – возможна только одна степень окисления, а именно –I. У кислорода, как вы знаете, максимальная степень окисления +II. У атомов остальных элементов высшая степень окисления равна номеру группы.

Простые вещества элементов VIIA группы однотипны по строению. Они состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор – газы, бром – жидкость, а йод – твердое вещество. По химическим свойствам эти вещества сильные окислители. Из-за роста размеров атомов с увеличением порядкового номера их окислительная активность снижается.

Из простых веществ элементов VIA группы при обычных условиях газообразны только кислород и озон, состоящие из двухатомных и трехатомных молекул, соответственно; остальные – твердые вещества. Сера состоит из восьмиатомных циклических молекул S8, селен и теллур из полимерных молекул Sen и Ten . По своей окислительной активности халькогены уступают галогенам: сильным окислителем из них является только кислород, остальные же проявляют окислительные свойства в значительно меньшей степени.

Состав водородных соединений галогенов (НЭ) полностью отвечает общему правилу, а халькогены, кроме обычных водородных соединений состава H2Э, могут образовывать и более сложные водородные соединения состава Н2Эn цепочечного строения. В водных растворах и галогеноводороды, и остальные халькогеноводороды проявляют кислотные свойства. Их молекулы – частицы-кислоты. Из них сильными кислотами являются только HCl, HBr и HI.

Для галогенов образование оксидов нехарактерно, большинство из них неустойчиво, однако высшие оксиды состава Э2О7 известны для всех галогенов (кроме фтора, кислородные соединения которого не являются оксидами). Все оксиды галогенов – молекулярные вещества, по химическим свойствам – кислотные оксиды.

В соответствии со своими валентными возможностями халькогены образуют два ряда оксидов: ЭО2 и ЭО3. Все эти оксиды кислотные.

Гидроксиды галогенов и халькогенов представляют собой оксокислоты.

Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов VIA и VIIA групп. Укажите внешние и валентные электроны.

15.2. Хлор

Хлор самый распространенный, а потому и важнейший из галогенов.

В земной коре хлор встречается в составе минералов: галита (каменной соли) NaCl, сильвина KCl, карналлита KCl·MgCl2·6H2O и многих других. Основной промышленный способ получения – электролиз хлоридов натрия или калия.

Простое вещество хлор – газ зеленоватого цвета с едким удушающим запахом. При –101 °С конденсируется в желто-зеленую жидкость. Хлор весьма ядовит, во время первой мировой войны его даже пытались использовать в качестве боевого отравляющего вещества.

Хлор – один из самых сильных окислителей. Он реагирует с большинством простых веществ (исключение: благородные газы, кислород, азот, графит, алмаз и некоторые другие). В результате образуются галогениды:

Cl2 + H2 = 2HCl (при нагревании или на свету);

5Cl2 + 2P = 2PCl5 (при сжигании в избытке хлора);

Cl2 + 2Na = 2NaCl (при комнатной температуре);

3Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (при комнатной температуре);

3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3 (при нагревании).

Кроме того хлор может окислять и многие сложные вещества, например:

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);

Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);

Cl2 + H2S = 2HCl + S (в растворе);

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl (в растворе);

Cl2 + 3H2O2 = 2HCl + 2H2O + O2 (в концентрированном растворе);

Cl2 + CO = CCl2O (в газовой фазе);

Cl2 + C2H4 = C2H4Cl2 (в газовой фазе).

В воде хлор частично растворяется (физически), а частично обратимо реагирует с ней (см. § 11.4 в). С холодным раствором гидроксида калия (и любой другой щелочи) аналогичная реакция протекает необратимо:

Cl2 + 2OH #minus.gif = Cl #minus.gif + ClO #minus.gif + H2O.

В результате образуется раствор хлорида и гипохлорита калия. В случае реакции с гидроксидом кальция образуется смесь CaCl2 и Ca(ClO)2, называемая хлорной известью.

С горячими концентрированными растворами щелочей реакция протекает иначе:

3Cl2 + 6OH#minus.gif = 5Cl#minus.gif + ClO3#minus.gif + 3H2O.

В случае реакции с KOH так получают хлорат калия, называемый бертолетовой солью.

Хлороводород – единственное водородное соединение хлора. Этот бесцветный газ с удушающим запахом хорошо растворим в воде (нацело реагирует с ней, образуя ионы оксония и хлорид-ионы (см. § 11.4). Его раствор в воде называют соляной или хлороводородной кислотой. Это один из важнейших продуктов химической технологии, так как расходуется соляная кислота во многих отраслях промышленности. Огромное значение она имеет и для человека, в частности потому, что содержится в желудочном соке, способствуя перевариванию пищи.

Хлороводород раньше получали в промышленности, сжигая хлор в водороде. В настоящее время потребность в соляной кислоте почти полностью удовлетворяется за счет использования хлороводорода, образующегося в качестве побочного продукта при хлорировании различных органических веществ, например, метана:

CH4 + Cl2 = CH3 + HCl

И лаборатории хлороводород получают из хлорида натрия, обрабатывая его концентрированной серной кислотой:

NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4 (при комнатной температуре);

2NaCl + 2H2SO4 = 2HCl + Na2S2O7 + H2O (при нагревании).

Высший оксид хлора Cl2O7 – бесцветная маслянистая жидкость, молекулярное вещество, кислотный оксид. В результате реакции с водой образует хлорную кислоту HClO4, единственную оксокислоту хлора, существующую как индивидуальное вещество; остальные оксокислоты хлора известны только в водных растворах. Сведения об этих кислотах хлора приведены в таблице 35.

Таблица 35.Кислоты хлора и их соли

Большинство хлоридов растворимо в воде. Исключение составляют AgCl, PbCl2, TlCl и Hg2Cl2. Образование бесцветного осадка хлорида серебра при добавлении к исследуемому раствору раствора нитрата серебра – качественная реакция на хлорид-ион:

Ag#plus.gif + Cl#minus.gif = AgCl

Из хлоридов натрия или калия в лаборатории можно получить хлор:

2NaCl + 3H2SO4 + MnO2 = 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O + Cl2

В качестве окислителя при получении хлора по этому способу можно использовать не только диоксид марганца, но и KMnO4, K2Cr2O7, KClO3.

Гипохлориты натрия и калия входят в состав различных бытовых и промышленных отбеливателей. Хлорная известь также используется как отбеливатель, кроме того ее используют как дезинфицирующее средство.

Хлорат калия используют в производстве спичек, взрывчатых веществ и пиротехнических составов. При нагревании он разлагается:

4KClO3 = KCl + 3KClO4;

2KClO3 = 2KCl + O2 (в присутствии MnO2).

Перхлорат калия тоже разлагается, но при более высокой температуре: KClO4 = KCl + 2O2 .

1.Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения.

2.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.

3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) хлора, б) хлороводорода (и соляной кислоты), в) хлорида калия и г) хлорида бария.

Химические свойства соединений хлора

15.3. Сера

В различны условиях устойчивы различные аллотропные модификации элемента сера. При обычных условиях простое вещество сера представляет собой желтое хрупкое кристаллическое вещество, состоящее из восьмиатомных молекул:

Это так называемая ромбическая сера (или α-сера) S8.(Название происходит от кристаллографического термина, характеризующего симметрию кристаллов этого вещества). При нагревании она плавится (113 °С), превращаясь в подвижную желтую жидкость, состоящую из таких же молекул. При дальнейшем нагревании происходит разрыв циклов и образование очень длинных полимерных молекул – расплав темнеет и становится очень вязким. Это так называемая -сера Sn . Кипит сера (445 °С) в виде двухатомных молекул S2, аналогичных по строению молекулам кислорода. Строение этих молекул также, как и молекул кислорода, не может быть описано в рамках модели ковалентной связи. Кроме того существуют и другие аллотропные модификации серы.

В природе встречаются месторождения самородной серы, из которых ее и добывают. Большая часть добываемой серы используется для производства серной кислоты. Часть серы используют в сельском хозяйстве для защиты растений. Очищенная сера применяется в медицине для лечения кожных заболеваний.

Из водородных соединений серы наибольшее значение имеет сероводород (моносульфан) H2S. Это бесцветный ядовитый газ с запахом тухлых яиц. В воде он малорастворим. Растворение физичекое. В незначительной степени в водном растворе происходит протолиз молекул сероводорода и в еще меньшей степени – образующихся при этом гидросульфид-ионов (см. приложение 13). Тем не менее, раствор сероводорода в воде называют сероводородной кислотой (или сероводородной водой).

На воздухе сероводород сгорает:

2H2S + 3O2 = 2H2O + SO2 (при избытке кислорода).

Качественной реакцией на присутствие сероводорода в воздухе служит образование черного сульфида свинца (почернение фильтровальной бумажки, смоченной раствором нитрата свинца:

H2S + Pb2 #plus.gif + 2H2O = PbS + 2H3O #plus.gif

Реакция протекает в этом направлении из-за очень малой растворимости сульфида свинца.

Кроме сероводорода, сера образует и другие сульфаны H2Sn , например, дисульфан H2S2, аналогичный по строению пероксиду водорода. Это тоже очень слабая кислота; ее солью является пирит FeS2.

В соответствии с валентными возможностями своих атомов сера образует два оксида: SO2 и SO3. Диоксид серы (тривиальное название – сернистый газ) – бесцветный газ с резким запахом, вызывающим кашель. Триоксид серы (старое название – серный ангидрид) – твердое крайне гигроскопичное немолекулярное вещество, при нагревании переходящее в молекулярное. Оба оксида кислотные. При реакции с водой образуют соответственно сернистую и серную кислоты.

В разбавленных растворах серная кислота – типичная сильная кислота со всеми характерными для них свойствами.

Чистая серная кислота, а также ее концентрированные растворы – очень сильные окислители, причем атомами-окислителями здесь являются не атомы водорода, а атомы серы, переходящие из степени окисления +VI в степень окисления +IV. В результате при ОВР с концентрированной серной кислотой обычно образуется диоксид серы, например:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O;

2KBr + 3H2SO4 = 2KHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O.

Таким образом, с концентрированной серной кислотой реагируют даже металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода (Cu, Ag, Hg). Вместе с тем с концентрированной серной кислотой не реагируют некоторые довольно активные металлы (Fe, Cr, Al и др.), это связано с тем, что на поверхности таких металлов под действием серной кислоты образуется плотная защитная пленка, препятствующая дальнейшему окислению. Это явление называется пассивацией.

Будучи двухосновной кислотой, серная кислота образует два ряда солей: средние и кислые. Кислые соли выделены только для щелочных элементов и аммония, существование других кислых солей вызывает сомнение.

Большинство средних сульфатов растворимо в воде и, так как сульфат-ион практически не является анионным основанием, не подвергаются гидролизу по аниону.

Качественной реакцией на сульфат-ион является осаждение исследуемым раствором сульфата бария из подкисленного соляной кислотой раствора хлорида бария.

ПАССИВАЦИЯ

1.Составьте структурные формулы а) сероводорода, б) дисульфана, в) пирита, г) сульфата алюминия, д) гидросульфата аммония.

2.Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения. 3.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.

4.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) серы, б) сероводорода (и сероводородной кислоты), в) диоксида серы и г) серной кислоты.

Химические свойства соединений серы.

15.4. Производство серной кислоты

Современные промышленные методы производства серной кислоты основаны на получении диоксида серы (1-й этап), окислении его в триоксид (2-й этап) и взаимодействии триоксида серы с водой (3-й) этап.

Диоксид серы получают сжигая в кислороде серу или различные сульфиды:

S + O2 = SO2;

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

Процесс обжига сульфидных руд в цветной металлургии всегда сопровождается образованием диоксида серы, который и идет на производство серной кислоты.

В обычных условиях окислить кислородом диоксид серы невозможно. Окисление проводят при нагревании в присутствии катализатора – оксида ванадия(V) или платины. Несмотря на то, что реакция

2SO2 + O2 2SO3 + Q

обратима, выход достигает 99 %.

Если пропускать образующуюся газовую смесь триоксида серы с воздухом через чистую воду, большая часть триоксида серы не поглощается. Чтобы предотвратить потери, газовую смесь пропускают через серную кислоту или ее концентрированные растворы. При этом образуется дисерная кислота:

SO3 + H2SO4 = H2S2O7.

Раствор дисерной кислоты в серной называют олеумом и часто представляют как раствор триоксида серы в серной кислоте.

Разбавляя олеум водой, можно получить как чистую серную кислоту, так и ее растворы.

1.Cоставьте структурные формулы

а) диоксида серы, б) триоксида серы,

в) серной кислоты, г) дисерной кислоты.

 

Глава 16. Элементы IIIA, IVA и VA групп

16.1. Общая характеристика элементов IIIA, IVA и VA групп

Состав этих трех групп естественной системы элементов показан на рисунке 16.1. Здесь же приведены значения орбитальных радиусов атомов (в ангстремах). Именно в этих группах наиболее четко прослеживается граница между элементами, образующими металлы (орбитальный радиус больше 1,1 ангстрема), и элементами, образующими неметаллы (орбитальный радиус меньше 1,1 ангстрема). На рисунке эта граница показана двойной линией. Не следует забывать, что граница эта все же условна: алюминий, галлий, олово, свинец и сурьма безусловно амфотерные металлы, но и бор, германий, мышьяк проявляют некоторые признаки амфотерности.

Из атомов элементов этих трех групп в земной коре чаще всего встречаются следующие: Si (w = 25,8 %), Al (w = 7,57 %), P (w = 0,090 %), C (w = 0,087 %) и N (w = 0,030 %). Именно с ними вы и познакомитесь в этой главе.

Общие валентные электронные формулы атомов элементов IIIA группы – ns 2 np 1 , IVA группы – ns 2 np 2 , VA группы – ns 2 np 3 . Высшие степени окисления равны номеру группы. Промежуточные на 2 меньше.

Все простые вещества, образуемые атомами этих элементов (за исключением азота) – твердые. Для многих элементов характерна аллотропия (B, C, Sn, P, As). Устойчивых молекулярных веществ всего три: азот N 2 , белый фосфор P 4 и желтый мышьяк As 4 .

Элементы-неметаллы этих трех групп склонны образовывать молекулярные водородные соединения с ковалентными связями. Причем у углерода их так много, что углеводороды и их производные изучает отдельная наука – органическая химия. Второй по количеству водородных соединений среди этих элементов – бор. Бороводороды (бораны) весьма многочисленны и сложны по строению, поэтому химия бороводородов также выделилась в отдельный раздел химии. Кремний образует всего 8 водородных соединений (силанов), азот и фосфор – по два, остальные – по одному водородному соединению. Молекулярные формулы простейших водородных соединений и их названия:

Состав высших оксидов соответствует высшей степени окисления, равной номеру группы. Тип высших оксидов в каждой из групп с увеличением порядкового номера постепенно меняется от кислотного к амфотерному или основному.

Кислотно-основный характер гидроксидов весьма разнообразен. Так, HNO 3 – сильная кислота, а TlOH – щелочь.

1.Составьте сокращенные электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов IIIA, IVA и VA групп. Укажите внешние и валентные электроны.

16.2. Азот

У атома азота есть три неспаренных электрона, поэтому по обменному механизму он может образовать три ковалентных связи. Еще одну ковалентную связь он может образовать по донорно-акцепторному механизму, при этом атом азота приобретает положительный формальный заряд +1 е . Таким образом, максимально азот пятивалентен, но его максимальная ковалентность равна четырем.(Именно этим объясняется часто свтречающееся утверждение о том, что азот не может быть пятивалентным)

Почти весь земной азот находится в атмосфере нашей планеты. Существенно меньшая часть азота присутствует в литосфере в виде нитратов. Азот входит в состав органических соединений, содержащихся во всех организмах и в продуктах их разложения.

Азот образует единственное простое молекулярное вещество N 2 с тройной связью двухатомной в молекуле (рис. 16.2). Энергия этой связи равна 945 кДж/моль, что превышает значения других энергий связи (см. таблицу 21). Этим объясняется инертность азота при обычных температурах. По физическим характеристикам азот – бесцветный газ без запаха, хорошо знакомый нам с рождения (земная атмосфера на три четверти состоит из азота). В воде азот малорастворим.

Азот образует два водородных соединения : аммиак NH 3 и гидразин N 2 H 6 :

Аммиак – бесцветный газ с резким удушающим запахом. Неосторожное вдыхание концентрированных паров аммиака может привести к спазму и удушью. Аммиак очень хорошо растворим в воде, что объясняется образованием каждой молекулой аммиака четырех водородных связей с молекулами воды.

Молекула аммиака – частица-основание (см. приложение 14). Принимая протон она превращается в ион аммония. Реакция может протекать как в водном растворе, так и в газовой фазе:

NH 3 + H 2 O NH 4 #plus.gif + OH #minus.gif (в растворе);

NH 3 + H 3 O B = NH 4 #plus.gif + H 2 O (в растворе);

NH 3г + HCl г = NH 4 Cl кр (в газовой фазе).

Водные растворы аммиака достаточно щелочные для осаждения нерастворимых гидроксидов, но недостаточно щелочные для того, чтобы амфотерные гидроксиды растворялись в них с образованием гидроксокомплексов. Поэтому раствор аммиака удобно использовать для получения амфотерных гидроксидов p -элементов: Al(OH) 3 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 и т. п., например:

Pb 2 #plus.gif + 2NH 3 + 2H 2 O = Pb(OH) 2 + 2NH 4 #plus.gif .

При поджигании на воздухе аммиак сгорает, образуя азот и воду; при взаимодействии с кислородом в присутствии катализатора (Pt) обратимо окисляется до монооксида азота:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (без катализатора),

4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O (с катализатором).

При нагревании аммиак может восстанавливать оксиды не очень активных металлов, например, меди:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Соли аммония по своим свойствам (кроме термической устойчивости) похожи на соли щелочных металлов. как и последние, почти все они растворимы в воде, но, так как ион аммония является слабой кислотой, гидролизованы по катиону. При нагревании соли аммония разлагаются:

NH 4 Cl = NH 3 + HCl ;

(NH 4 ) 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 + NH 3 ;

(NH 4 ) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O ;

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S ;

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O ;

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O ;

(NH 4 ) 2 HPO 4 = NH 3 + (NH 4 )H 2 PO 4 ;

(NH 4 )H 2 PO 4 = NH 4 PO 3 + H 2 O .

Азот в различных степенях окисления образует с кислородом пять оксидов : N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 и N 2 O 5 .

Наиболее устойчив из них диоксид азота. Это бурый ядовитый газ с неприятным запахом. Реагирует с водой:

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 .

С раствором щелочи реакция идет с образованием нитрата и нитрита.

N 2 O и NO – несолеобразующие оксиды.

N 2 O 3 и N 2 O 5 – кислотные оксиды. Реагируя с водой, они соответственно образуют растворы азотистой и азотной кислот.

Оксокислота азота в степени окисления +III – азотистая кислота HNO 2 . Это слабая кислота, молекулы которой существуют только в водном растворе. Ее соли – нитриты. Азот в азотистой кислоте и нитритах легко окисляется до степени окисления +V.

В отличие от азотистой, азотная кислота HNO 3 – сильная кислота. Строение ее молекулы может быть выражено двумя способами:

С водой азотная кислота смешивается во всех отношениях, в разбавленных растворах нацело с ней реагируя:

HNO 3 + H 2 O = H 3 O #plus.gif + NO 3 #minus.gif

Азотная кислота и ее растворы – сильные окислители. При разбавлении азотной кислоты ее окислительная активность снижается. В растворах азотной кислоты любой концентрации атомами окислителями являются прежде всего атомы азота, а не водорода. Поэтому при окислении азотной кислотой различных веществ водород если и выделяется, то только как побочный продукт. В зависимости от концентрации кислоты и восстановительной активности другого реагента, продуктами реакции могут быть NO 2 , NO, N 2 O, N 2 и даже NH 4 #plus.gif . Чаще всего образуется смесь газов, но в случае концентрированной азотной кислоты выделяется только диоксид азота:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 ­ + 2H 2 O

3FeS + 30HNO 3 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + Fe(NO 3 ) 3 + 27NO 2 + 15H 2 O

В случае разбавленной азотной кислоты чаще всего выделяется монооксид азота:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3 ) 3 + NO + 2H 2 O

3H 2 S + 2HNO 3 = 2NO + 4H 2 O + 3S

В случае очень разбавленной азотной кислоты, реагирующей с сильным восстановителем (Mg, Al, Zn), образуются ионы аммония:

4Mg + 10HNO 3 = 4Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Те металлы, которые пассивируются концентрированной серной кислотой, пассивируются и концентрированной азотной кислотой.

Соли азотной кислоты – нитраты – термически неустойчивые соединения. При нагревании они разлагаются:

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 ;

2Zn(NO 3 ) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2 ;

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

1.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.

2.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) аммиака, б) азотной кислоты, в) нитрата цинка.

Химические свойства аммиака и азотной кислоты.

16.3. Фосфор

В отличие от атома азота, атом фосфора может образовывать пять ковалентных связей по обменному механизму. Традиционное объяснение этого сводится к возможности возбуждения одного из 3 s -электронов и переход его на 3 d -подуровень.

Элемент фосфор образует довольно много аллотропных модификаций . Из них наиболее устойчивы три модификации: белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор. Белый фосфор – воскообразное ядовитое склонное к самовозгоранию на воздухе вещество, состоящее из молекул P 4 . Красный фосфор – немолекулярное менее активное вещество темно-красного цвета с довольно сложным строением. Обычно красный фосфор всегда содержит примесь белого, поэтому и белый, и красный фосфор всегда хранят под слоем воды. Черный фосфор – также немолекулярное вещество со сложным каркасным строением.

Молекулы белого фосфора тетраэдрические, атом фосфора в них трехвалентен. Шаростержневая модель и структурная формула молекулы белого фосфора:

Строение красного фосфора может быть выражено структурной формулой:

Получают фосфор из фосфата кальция при нагревании с песком и коксом:

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

Для фосфора наиболее характерны соединения со степенью окисления +V. При взаимодействии с избытком хлора фосфор образует пентахлорид. При сгорании любой аллотропной модификации фосфора в избытке кислорода образуется оксид фосфора(V):

4Р + 5O 2 = 2P 2 O 5 .

Существует две модификации оксида фосфора(V): немолекулярная (с простейшей формулой P 2 O 5 ) и молекулярная (с молекулярной формулой P 4 O 10 ). Обычно оксид фосфора представляет собой смесь этих веществ.

Этот очень гигроскопичный кислотный оксид, реагируя с водой, образует последовательно метафосфорную, дифосфорную и ортофосфорную кислоты:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 , 2HPO 3 + H 2 O = H 4 P 2 O 7 , H 4 P 2 O 7 + H 2 O = 2H 3 PO 4 .

Ортофосфорная кислота (обычно ее называют просто фосфорной) – трехосновная слабая кислота (см. приложение 13). Это бесцветное кристаллическое вещество, очень хорошо растворимое в воде. При реакции с сильными основаниями в зависимости от соотношения реагентов образует три ряда солей (ортофосфаты, гидроортофосфаты и дигидроортофосфаты – обычно в их названиях приставку "орто" опускают):

H 3 PO 4 + OH #minus.gif = H 2 PO 4 #minus.gif + H 2 O,

H 3 PO 4 + 2OH #minus.gif = HPO 4 2 #minus.gif + 2H 2 O,

H 3 PO 4 + 3OH #minus.gif = PO 4 3 #minus.gif + 3H 2 O.

Большинство средних фосфатов (исключение – соли щелочных элементов кроме лития) нерастворимы в воде. Растворимых кислых фосфатов существенно больше.

Фосфорную кислоту получают из природного фосфата кальция, обрабатывая его избытком серной кислоты. При другом соотношении фосфата кальция и серной кислоты образуется смесь дигидрофосфата и сульфата кальция, используемая в сельском хозяйстве в качестве минерального удобрения под названием "простой суперфосфат":

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ;

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(H 2 PO 4 ) 2 + 2CaSO 4 .

Более ценный "двойной суперфосфат" получают по реакции

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4 ) 3 .

Основным веществом этого минерального удобрения является дигидрофосфат кальция.

1.Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения.

2.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.

3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) фосфора, б) оксида фосфора(V), в) ортофосфорной кислоты, г) дигидрофосфата натрия.

Химические свойства фосфорной кислоты.

16.4. Углерод

Углерод – основная составная часть всех организмов. В природе встречаются как простые вещества, образованные углеродом (алмаз, графит), так и соединения (углекислый газ, различные карбонаты, метан и другие углеводороды в составе природного газа и нефти). Массовая доля углерода в каменных углях доходит до 97 %.

Атом углерода в основном состоянии может образовать две ковалентных связи по обменному механизму, но в обычных условиях такие соединения не образуются. Атом углерода, переходя в возбужденное состояние, использует все четыре валентных электрона.

Углерод образует довольно много аллотропных модификаций (см. рис. 16.2). Это алмаз, графит, карбин, различные фуллерены.

Алмаз – очень твердое бесцветное прозрачное кристаллическое вещество. Кристаллы алмаза состоят из атомов углерода в sp 3 -гибридизованном состоянии, образующих пространственный каркас.

Графит – довольно мягкое кристаллическое вещество серо-черного цвета. Кристаллы графита состоят из плоских слоев, в которых атомы углерода находятся в sp 2 -гибридном состоянии и образуют сетки с шестигранными ячейками.

Карбин – бесцветное вещество волокнистого строения, состоящее из линейных молекул, в которых атомы углерода находятся в sp -гибридном состоянии (=С=С=С=С= или –С С–С С–).

Фуллерены – молекулярные аллотропные модификации углерода с молекулами C 60 , C 80 и др. Молекулы этих веществ представляют собой полые сетчатые сферы.

Все модификации углерода проявляют восстановительные свойства в большей степени, чем окислительные, например, кокс (продукт переработки каменного угля; содержит до 98 % углерода) используется для восстановления железа из оксидных руд и ряда других металлов из их оксидов:

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO (при высокой температуре).

Большую часть соединений углерода изучает органическая химия, с которой вы познакомитесь в 10-м и 11-м классах.

В неорганических веществах степень окисления углерода +II и +IV. С такими степенями окисления углерода существуют два оксида .

Оксид углерода(II) – бесцветный ядовитый газ, без запаха. Тривиальное название – угарный газ. Образуется при неполном сгорании углеродсодержащего горючего. Электронное строение его молекулы см. на стр. 121. По химическим свойствам CO несолеобразующий оксид, при нагревании проявляет восстановительные свойства (восстанавливает до металла многие оксиды не очень активных металлов).

Оксид углерода(IV) – бесцветный газ без запаха. Тривиальное название – углекислый газ. Кислотный оксид. В воде малорастворим (физически), частично реагирует с ней, образуя угольную кислоту H 2 CO 3 (молекулы этого вещества существуют только в очень разбавленных водных растворах).

Угольная кислота – кислота очень слабая (см. приложение 13), двухосновная, образует два ряда солей (карбонаты и гидрокарбонаты). Большинство карбонатов нерастворимо в воде. Из гидрокарбонатов как индивидуальные вещества существуют только гидрокарбонаты щелочных металлов и аммония. И карбонат-ион, и гидрокарбонат-ион – частицы основания, поэтому и карбонаты, и гидрокарбонаты в водных растворах подвергаются гидролизу по аниону.

Из карбонатов наибольшее значение имеют карбонат натрия Na 2 CO 3 (сода, кальцинированная сода, стиральная сода), гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (питьевая сода, пищевая сода), карбонат калия K 2 CO 3 (поташ) и карбонат кальция CaCO 3 (мел, мрамор, известняк).

Качественная реакция на присутствие в газовой смеси углекислого газа: образование осадка карбоната кальция при пропускании исследуемого газа через известковую воду (насыщенный раствор гидроксида кальция) и последующее растворение осадка при дальнейшем пропускании газа. Протекающие реакции:

Ca 2 #plus.gif + 2OH #minus.gif +CO 2 = CaCO 3 + H 2 O;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca 2 #plus.gif +2HCO 3 #minus.gif .

1. Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения. 2.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно. Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) диоксида углерода, б) карбоната калия, в) карбоната кальция, г) гидрокарбоната натрия.

Получение и свойства углекислого газа.

16.5. Кремний

Кремний входит в состав большинства горных пород литосферы нашей планеты. Он образует множество минералов, из которых простейший по составу – кварц (SiO 2 ). Кварц входит в состав гранитов и других горных пород.

Элемент кремний образует одно простое вещество с тем же названием. Это немолекулярное вещество со структурой алмаза, которому кремний лишь немного уступает по твердости. За последние полвека кремний стал абсолютно необходимым материалом для нашей цивилизации, так как его монокристаллы используются практически во всей электронной аппаратуре.

Кремний – довольно инертное вещество. при комнатной температуре он практически ни с чем кроме фтора и фтороводорода не реагирует:

Si + 2F 2 = SiF 4 ;

Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2 .

При нагревании в виде тонко измельченного порошка сгорает в кислороде, образуя диоксид (SiO 2 ). При сплавлении со щелочью или при кипячении с концентрированными растворами щелочей образует силикаты:

Si + 4NaOH = Na 4 SiO 4 + 2H 2 ;

Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .

Монооксид кремния SiO – несолеобразующий оксид ; легко окисляется до диоксида.

Диоксид кремния SiO 2 – немолекулярное вещество каркасного строения. С водой не реагирует. кислотный оксид – при сплавлении со щелочами образует силикаты, например:

SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O .

Кремниевая кислота (точнее метакремниевая) – немолекулярное вещество с простейшей формулой H 2 SiO 3 . Структурная формула:

Это очень слабая нерастворимая в воде кислота. Ее соли образуются при реакции этой кислоты с растворами щелочей. Они очень сильно гидролизованы. Большинство силикатов нерастворимо в воде.

1.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.

2.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) диоксида кремния, б) силиката натрия.

Химические свойства силиката натрия

16.6. Алюминий

Атом алюминия существенно больше по размерам, чем атомы других разобранных в этой главе элементов. Он не склонен принимать электроны, но и затраты энергии на превращение его в трехзарядный катион очень велики.

Алюминий – следующий по распространенности в литосфере Земли элемент после кремния. Самостоятельно и вместе с кремнием он образует множество минералов: полевые шпаты, слюды, корунд Al 2 O 3 и его драгоценные разновидности (бесцветный лейкосапфир, содержащий примеси хрома рубин, содержащий примеси титана сапфир).

Простое вещество алюминий – серебристо-белый блестящий легкий металл. Чистый алюминий очень мягкий, его можно прокатывать в тонкую фольгу, вытягивать из него проволоку. У алюминия хорошая электропроводность. Он стоек к атмосферным воздействиям. Сплавы алюминия достаточно твердые, но хорошо обрабатываются. Алюминий не ядовит. Все это позволяет использовать алюминий в самых разнообразных отраслях промышленности: в авиационной, электротехнической, пищевой промышленности, в строительстве. Широко используется алюминий и в быту. Получают алюминий путем электролиза расплава его соединений.

Химическая инертность алюминия вызвана наличием на его поверхности плотной оксидной пленки, препятствующей контакту металла с реагентом. При удалении этой пленки химическим или механическим путем алюминий становится весьма активным. Так, лишенный оксидной пленки, алюминий самовоспламеняется и сгорает на воздухе без дополнительного нагревания.

Восстановительные свойства алюминия особенно хорошо проявляются при нагревании. В этих условиях он восстанавливает из оксидов многие металлы: не только железо, титан, цирконий, но даже кальций и барий.

Оксид алюминия Al 2 O 3 (тривиальные названия – глинозем, корунд) – немолекулярное вещество, связь в котором плохо описывается и как ионная, и как ковалентная. Как всегда в этих случаях это амфотерный оксид. Получают его при прокаливании гидроксида алюминия, который также обладает амфотерными свойствами.

Гидратированный ион алюминия – катионная кислота, поэтому растворимые соли алюминия довольно сильно гидролизованы.

Из солей алюминия наиболее употребмы алюмокалиевые квасцы KAl(SO 4 ) 2 ·12H 2 O – додекагидрат сульфата калия-алюминия. Это негигроскопичное прекрасно кристаллизующееся вещество. Его раствор ведет себя как смесь растворов двух разных сульфатов: сульфата калия и сульфата алюминия. Строение квасцов может быть выражено формулой: [K(H 2 O) 6 ][Al(H 2 O) 6 ](SO 4 ) 2 .

1.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.

2.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) алюминия, б) гидроксида алюминия, и) алюмокалиевых квасцов..

Химические свойства солей алюминия