Підстави (гідрокси)- Складні речовини, молекули яких у своєму складі мають одну або кілька гідрокси-груп OH. Найчастіше основи складаються з атома металу та групи OH. Наприклад, NaOH – гідроксид натрію, Ca(OH) 2 – гідроксид кальцію та ін.
Існує основа - гідроксид амонію, в якому гідрокси-група приєднана не до металу, а до іону NH 4 + (катіону амонію). Гідроксид амонію утворюється при розчиненні аміаку у воді (реакції приєднання води до аміаку):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гідроксід амонію).
Валентність гірокси-групи – 1. Число гідроксильних груп у молекулі основи залежить від валентності металу та дорівнює їй. Наприклад, NaOH, LiOH, Al(OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 і т.д.
Усі підстави –тверді речовини, які мають різне забарвлення. Деякі основи добре розчиняються у воді (NaOH, KOH та ін.). Однак більшість із них у воді не розчиняються.
Розчинні у воді основи називаються лугами.Розчини лугів «мильні», слизькі на дотик і досить їдкі. До луг відносять гідроксиди лужних і лужноземельних металів (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 та ін.). Інші є нерозчинними.
Нерозчинні основи- це амфотерні гідроксиди, які при взаємодії з кислотами виступають як основи, а з лугом поводяться як кислоти.
Різні основи відрізняються різною здатністю відщеплювати гідрокси-групи, тому вони діляться на сильні і слабкі основи.
Сильні основи у водних розчинах легко віддають свої гідрокси-групи, а слабкі – ні.
Хімічні властивості основ
Хімічні властивості основ характеризуються ставленням їх до кислот, ангідридів кислот та солей.
1. Діють на індикатори. Індикатори змінюють своє фарбування залежно від взаємодії з різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах – вони мають одне забарвлення, у розчинах кислот – інше. При взаємодії з основами вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється в жовтий колір, індикатор лакмус – у синій колір, а фенолфталеїн стає кольором фуксії.
2. Взаємодіють з кислотними оксидами зутворенням солі та води:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Вступають у реакцію з кислотами,утворюючи сіль та воду. Реакція взаємодії основи з кислотою називається реакцією нейтралізації, оскільки після її закінчення середовище стає нейтральним:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Реагують із солями,утворюючи нові сіль та основу:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Здатні при нагріванні розкладатися на воду та основний оксид:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Залишились питання? Бажаєте знати більше про підстави?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!
сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.
Хімічні властивості основних класів неорганічних сполук
Кислотні оксиди
- Кислотний оксид + вода = кислота (виняток - SiO 2)
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4 - Кислотний оксид + луг = сіль + вода
SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Кислотний оксид + основний оксид = сіль
CO 2 + BaO = BaCO 3
SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3Основні оксиди
- Основний оксид + вода = луг (в реакцію вступають оксиди лужних та лужноземельних металів)
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH - Основний оксид + кислота = сіль + вода
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Основний оксид + кислотний оксид = сіль
MgO + CO 2 = MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3Амфотерні оксиди
- Амфотерний оксид + кислота = сіль + вода
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O - Амфотерний оксид + луг = сіль (+ вода)
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильніше: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 )
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Правильніше: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na) - Амфотерний оксид + кислотний оксид = сіль
ZnO + CO2 = ZnCO3 - Амфотерний оксид + основний оксид = сіль (при сплавленні)
ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
Cr 2 O 3 + CaO = Ca(CrO 2) 2Кислоти
- Кислота + основний оксид = сіль + вода
2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O - Кислота + амфотерний оксид = сіль + вода
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O - Кислота + основа = сіль + вода
H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O - Кислота + амфотерний гідроксид = сіль + вода
3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O - Сильна кислота + сіль слабкої кислоти = слабка кислота + сіль сильної кислоти
2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3 - Кислота + метал (що знаходиться в ряді напруг лівіше водню) = сіль + водень
2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
H 2 SO 4 (розб.) + Fe = FeSO 4 + H 2
Важливо: кислоти-окислювачі (HNO 3 конц. H 2 SO 4) реагують з металами по-іншому.
Амфотерні гідроксиди
- Амфотерний гідроксид + кислота = сіль + вода
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O - Амфотерний гідроксид + луг = сіль + вода (при сплавленні)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O - Амфотерний гідроксид + луг = сіль (у водному розчині)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Al(OH) 3 + NaOH = Na
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3Луги
- Луж + кислотний оксид = сіль + вода
Ba(OH) 2 + N 2 O 5 = Ba(NO 3) 2 + H 2 O
2NaOH + CO 2 = Na 2 СО 3 + H 2 O - Луж + кислота = сіль + вода
3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O
Bа(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O - Луж + амфотерний оксид = сіль + вода
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильніше: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2 ) - Луж + амфотерний гідроксид = сіль (у водному розчині)
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2
NaOH + Al(OH) 3 = Na - Луж + розчинна сіль = нерозчинна основа + сіль
Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
3KOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3KCl - Луж + метал (Al, Zn) + вода = сіль + водень
2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2Солі
- Сіль слабкої кислоти + сильна кислота = сіль сильної кислоти + слабка кислота
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3) - Розчинна сіль + розчинна сіль = нерозчинна сіль + сіль
Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СаCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl - Розчинна сіль + луг = сіль + нерозчинна основа
Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3 - Розчинна сіль металу (*) + метал (**) = сіль металу (**) + метал (*)
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag
Важливо: 1) метал (**) повинен перебувати у ряді напруг лівіше за метал (*); 2) метал (**) НЕ повинен реагувати з водою.Можливо, вам також будуть цікаві інші розділи довідника з хімії:
- Сіль слабкої кислоти + сильна кислота = сіль сильної кислоти + слабка кислота
- Луж + кислотний оксид = сіль + вода
- Кислота + основний оксид = сіль + вода
- Амфотерний оксид + кислота = сіль + вода
- Основний оксид + вода = луг (в реакцію вступають оксиди лужних та лужноземельних металів)
2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2
Солі
1. Сіль слабкої кислоти + сильна кислота = сіль сильної кислоти + слабка кислота
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)
2. Розчинна сіль + розчинна сіль = нерозчинна сіль + сіль
Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СаCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl
3. Розчинна сіль + луг = сіль + нерозчинна основа
Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3
4. Розчинна сіль металу (*) + метал (**) = сіль металу (**) + метал (*)
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag
Важливо: 1) метал (**) повинен перебувати у ряді напруг лівіше за метал (*); 2) метал (**) НЕ повинен реагувати з водою.
Приклад 1Гідроксид цинку може реагувати з кожною речовиною в парі:
1) сульфат кальцію, оксид сірки (VI);
2) гідроксид натрію (р-р), соляна кислота;
3) вода, хлорид натрію;
4) сульфат барію, гідроксид заліза (III).
Рішення- 2) Гідроксид цинку – амфотерний. Він реагує як із кислотами, так і з лугами.
Приклад 2Розчин сульфату міді(II) реагує з кожною з двох речовин:
1) HCl та H 2 SiO 3 ;
2) H 2 O та Cu(OH) 2 ;
3) O 2 і HNO 3;
4) NaOH та BaCl 2 .
Рішення- 4) У розчинах реакція протікає, якщо виконуються умови: випадає осад, виділяється газ, утворюється малодисоціююча речовина, наприклад, вода.
Приклад 3 Схема перетворень Е -> Е 2 Про 3 -> Е(ОН) 3 відповідає генетичному ряду:
1) натрій -> оксид натрію -> гідроксид натрію;
2) алюміній -> оксид алюмінію -> гідроксид алюмінію;
3) кальцій -> оксид кальцію -> гідроксид кальцію;
4) азот -> оксид азоту(V) -> азотна кислота.
Рішення- 2) За схемою можна з'ясувати, що елементом є тривалентний метал, який утворює відповідні оксид та гідроксид.
Приклад 4Як здійснити такі перетворення:
Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO → CaSO 4 → CaCl 2 → Ca ?
Рішення:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Ca(OH) 2 + H 2 CO 3 = CaCO 3 + 2H 2 O
CaCO 3 == t CaO + CO 2
CaO + SO 3 = CaSO 4
CaSO 4 + BaCl 2 = CaCl 2 + BaSO 4
CaCl 2 + Ba = BaCl 2 + Ca
Завдання на тему 5
161- 170. Підтвердьте рівняннями реакцій у молекулярному та іонному вигляді кислотні властивості оксидів. Назвіть отримані речовини.
181-190. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення речовин:
| № | Схема перетворень |
| Калій→гідроксід калію→карбонат калію→нітрат калію→сульфат калію | |
| Цинк→хлорид цинку→гідроксід цинку→оксид цинку→нітрат цинку | |
| Мідь(II)→оксид міді→сульфат міді→гідроксід міді →оксид міді→хлорид міді | |
| Вуглець→вуглекислий газ→карбонат натрію→карбонат кальцію→вуглекислий газ | |
| Водень→вода→гідроксід натрію→карбонат натрію→нітрат натрію | |
| Сірка→сірководень→сульфід натрію→сульфід заліза(II)→сірководень | |
| Натрій→гідроксід натрію→сульфід натрію→хлорид натрію→сульфат натрію | |
| Магній→сульфат магнію→гідроксід магнію→оксид магнію→хлорид магнію | |
| Свинець→оксид свинцю(II)→нітрат свинцю→гідроксід свинцю→оксид свинцю→сульфат свинцю | |
| Сірка→сірководень→сульфід калію→хлорид калію→соляна кислота | |
| Кальцій→гідроксід кальцію→карбонат кальцію→нітрат кальцію→азотна кислота | |
| Алюміній→сульфат алюмінію→гідроксід алюмінію→оксид алюмінію →нітрат алюмінію | |
| Сірка→оксид сірки(IV)→сірчиста кислота→сульфіт натрію→сірчиста кислота | |
| Кисень→оксид алюмінію→сульфат алюмінію→гідроксід алюмінію→метаалюмінат натрію | |
| Алюміній→хлорид алюмінію→нітрат алюмінію→гідроксід алюмінію →сульфат алюмінію | |
| Мідь→хлорид міді(II)→мідь→оксид міді(II)→нітрат міді | |
| Залізо→хлорид заліза(II)→гідроксід заліза(II)→ сульфат заліза(II)→залізо | |
| Залізо→хлорид заліза(III)→нітрат заліза(III)→сульфат заліза(III)→залізо | |
| Алюміній→нітрат алюмінію→гідроксід алюмінію→оксид алюмінію →алюмінат натрію→сульфат алюмінію | |
| Цинк → тетрагідроксоцінкат натрію → нітрат цинку → гідроксид цинку → оксид цинку → цинкат калію |
Хімічні реакції.
Одним з типів взаємодії атомів, молекул та іонів є реакції, в яких одніреагентивіддають, а інші купуютьелектрони. У ході таких реакцій, які називаються окисно-відновними, атоми одного або кількох елементів змінюють свій ступінь окиснення.
Під ступенем окислення розуміють умовний заряд, який виник би на даному атомі, якщо вважати, що всі зв'язки в частинці (молекулі, складному іоні) - іонні. При цьому вважають, що електрони повністю зміщені до більш негативного атома, який сильніше їх притягує. Поняття про ступінь окислення є формальним і часто не збігається ні з ефективними зарядами атомів у сполуках, ні з фактичним числом зв'язків, що їх утворює атом. Однак, воно зручне при складанні рівнянь окисно-відновних процесів і корисно при описі окисно-відновних властивостей хімічних сполук.
Ступені окислення атомів розраховують, виходячи з наступних основних правил: Ступінь окислення позначають надрядковим індексом над атомом, причому спочатку вказують її знак, а потім – величину. Вона може бути як цілим, і дробовим числом. Наприклад, якщо H 2 O і H 2 O2 для кисню ступінь окислення дорівнює (-2) і (-1), то в KO2і KO3- відповідно (-1/2) і (-1/3).
1) ступінь окислення атома в простих речовинах дорівнює нулю, наприклад:
Na 0; H 2 0; Cl 0 2; O 2 0 і т.д.;
2) ступінь окислення простого іона, наприклад: Na +; Ca +2; Fe+3; Cl-; S-2 дорівнює його заряду, тобто відповідно (+1); (+2); (+3); (-1); (-2);
3) у більшості сполук ступінь окислення атома водню дорівнює (+1) (крім гідридів Me - LiH; CaH та ін, в яких вона дорівнює (-1));
4) ступінь окислення атома кисню в більшості сполук дорівнює
(-2), крім пероксидів (-1), фториду кисню OF2(+2) та ін;
5) алгебраїчна сума значень ступенів окиснення всіх атомів у моле-кулі дорівнює нулю, а в складному іоні - заряду цього іона.Наприклад, ступінь окислення азоту в молекулі азотної кислоти - HNO3 визначають наступним чином: ступінь окислення водню дорівнює (+1), кисню (-2), азоту (x). Склавши алгебраїчне рівняння: (+1) + x + (-2) · 3 = 0, одержують x = +5.
Повертаючись до визначення окисно-відновних реакцій, зазначимо, що окисленням називають процес віддачі електронів, а відновленням – процес їх приєднання. Окислювач - речовина, що містить елемент, у якого в ході реакції ступінь окислення знижується. Відновник - речовина, що містить елемент, у якого під час реакції ступінь окислення підвищується.Слід підкреслити, що реакції окислення та відновлення неможливі одна без іншої ( пов'язані реакції). Таким чином, в результаті окислювально-відновної реакції окислювач відновлюється, а відновник окислюється.
Типові відновники:
1) метали, наприклад: K, Mg, Al, Zn та деякі неметали у вільному стані - C, H (у більшості випадків) та ін;
2) прості іони, що відповідають нижчому ступеню окиснення елемента: S2-; I; Cl- та ін;
3) складні іони і молекули, що містять атоми в нижчій мірі окис-
лення: N в іоні NH4, S в молекулі H 2 S, I в молекулі KI та ін.
Типові окислювачі:
1) атоми та молекули деяких неметалів: F2; Cl і O2 (у більшості випадків) та ін;
2) прості іони, що відповідають вищим ступеням окислення елемента: Hg+2; Au+3; Pb та ін;
3) складні іони та молекули, що містять атоми у вищому ступені окислення: Pb +4 в PbO2; N +5 в HNO3; S +6 H SO4; Cr +6 в Cr2O7 2- або CrO4 2-; Mn +7 в MnO - та ін.
Деякі речовини мають подвійною окислювально-відновною функцією, Виявляючи (залежно від умов) або окислювальні, або відновлювальні властивості. До них відносять молекули деяких речовин, прості та складні іони, в яких атоми знаходяться в проміжному ступені окислення: C +2 в молекулі CO, Про - в молекулі H 2 O 2 , S +4 іоні SO 3 2- , в іоні N +3 в іоні NO 2 - та ін.
У окислювально-відновлювальній реакції відбувається передача електронів від відновника до окислювача.
Приклад 1Напишіть рівняння реакції окиснення дисульфіду заліза (II) концентрованою азотною кислотою. Складіть: схеми електронного та електронно-іонного балансу.
Рішення.НNО 3 - сильний окислювач, тому сірка буде окислюватися до максимального ступеня окислення S +6 а залізо до Fe +3 при цьому НNО 3 може відновлюватися до NO або NO 2 . Розглянемо випадок відновлення до NО 2 .
FеS 2 + НNO 3(конц) → Fе(NO 3) 3 + Н 2 SО 4 + NО 2 .
Де буде знаходитися Н 2 О (у лівій або правій частині), поки невідомо.
Зрівняємо цю реакцію методом електронного балансу. Процес відновлення описується схемою:
N +5 + e → N +4
У напівреакцію окислення вступають відразу два елементи - Fe та S. Залізо в дисульфіді має ступінь окислення +2, а сірка -1. Необхідно врахувати, що на один атом Fе припадає два атоми S:
Fe +2 - e → Fe +3
2S - - 14e → 2S +6.
Разом залізо та сірка віддають 15 електронів.
Повний баланс має вигляд:
15 молекул НNО 3 йдуть на окислення FеS 2 і ще 3 молекули НNО 3 необхідні для утворення Fе(NО 3) 3:
FеS 2 + 18НNО 3 → Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 .
Щоб зрівняти водень і кисень, у праву частину треба додати 7 молекул Н 2 О:
FeS 2 + 18НNО 3(конц) = Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 + 7Н 2 О.
Використовуємо метод електронно-іонного балансу. Розглянемо напівреакцію окислення. Молекула FеS 2 перетворюється на іон Fе 3+ (Fе(NО 3) 3 повністю дисоціює на іони) і два іони SO 4 2- (дисоціація H 2 SO 4):
FeS 2 → Fe 3+ + 2SO 2 4- .
Для того, щоб зрівняти кисень, в ліву частину додамо 8 молекул H 2 O, а в праву - 16 іонів Н + (середовище кисле!):
FeS 2 + 8H 2 O → Fe 3+ + 2SO 4 2- + 16H + .
Заряд лівої частини дорівнює 0, заряд правої +15, тому FеS 2 повинен віддати 15 електронів:
FеS 2 + 8Н 2 Про - 15е → Fе 3+ + 2SО 4 2- + 16Н + .
Розглянемо тепер напівреакцію відновлення нітрат-іону:
NO -3 → NO 2 .
Необхідно відібрати у NО 3 - один атом О. Для цього до лівої частини додамо 2 іони Н + (кисле середовище), а до правої - одну молекулу Н 2 О:
NО 3 - + 2Н + → NО 2 + Н 2О.
Для зрівнювання заряду до лівої частини (заряд +1) додамо один електрон:
NО 3 - + 2Н + + е → NO 2 + Н 2О.
Повний електронно-іонний баланс має вигляд:
Скоротивши обидві частини на 16Н + і 8Н 2 О, отримаємо скорочене іонне рівняння окислювально-відновної реакції:
FеS 2 + 15NО 3 - + 14Н + = Fе 3+ + 2SО 4 2- + 15NО 2 + 7Н 2 О.
Додавши в обидві частини рівняння відповідну кількість іонів по три іони NО 3 - і Н + знаходимо молекулярне рівняння реакції:
FеS 2 + 18НNО 3(конц) = Fе(NО 3) 3 + 2Н 2 SО 4 + 15NО 2 + 7Н 2 О.
Хімічна кінетика вивчає швидкості та механізми хімічних процесів, а також залежність їх від різних факторів. Швидкість хімічних реакцій залежить від: 1) природи речовин, що реагують; 2) умов протікання реакції: концентрації реагуючих речовин; тиску, якщо реакції беруть участь газоподібні речовини; температури; присутності каталізатора.
ПРИКЛАД 2 . Обчисліть, у скільки разів зросте швидкість реакції зі збільшенням температури на 40°, якщо температурний коефіцієнт швидкості цієї реакції дорівнює 3.
РІШЕННЯ. Залежність швидкості реакції від температури виражається емпіричним правилом Вант-Гоффазгідно з яким при збільшенні температури на кожні 10° швидкість більшості гомогенних реакцій збільшується в 2-4 рази, або
де - температурний коефіцієнт швидкості реакції, що часто приймає значення 2-4, показує, у скільки разів збільшиться швидкість реакції при підвищенні температури на 10 градусів;
v T 1 , v T2 - швидкості хімічної реакції при температурах T1 та T2. У цьому прикладі:
Швидкість реакції зросте у 81 раз
ПРИКЛАД 3. Окислення оксиду вуглецю (II) і графіту протікає за рівняннями: а) 2СО(г)+ О= 2СО2(г);
б) 2С(т)+О2(г)= 2СО(г).
Обчисліть, як зміняться швидкості цих реакцій, якщо збільшити утричі: 1) концентрацію кисню; 2) обсяг реакційного простору; 3) тиск у системі.
Рішення: Реакція а) протікає в гомогенноїсистемі - всі речовини знаходяться в одній фазі (усі речовини гази), реакція б) протікає в гетерогенноїсистемі - реагуючі речовини перебувають у різних фазах (О2і СО - гази, З - тверде). Тому швидкості реакцій цих систем відповідно до ЗДМ рівні:
а) 2СО(г)+О2(г) = 2СО; б) 2С(т) + О2(г) = 2СО(г);
а) 
б) 
Після збільшення концентрації кисню швидкості реакцій а) та б) дорівнюватимуть:
a) 
б) 
Збільшення швидкості реакції по відношенню до початкової визначається співвідношенням:
а) 
б) 
Отже, після збільшення концентрації кисню в 3 рази швидкості реакцій а) та б) зростуть у 3 рази.
2) Збільшення обсягу системи у 3 рази викличе зменшення концентрації кожної газоподібної речовини у 3 рази. Тому швидкості реакцій зменшаться відповідно у 27 разів (а) і в 3 рази (б):
а) 
б) 
3) Збільшення тиску в системі у 3 рази викличе зменшення об'єму у 3 рази та збільшення концентрації газоподібних речовин у 3 рази. Тому:
а) 
б) 
ПРИКЛАД 4. Реакція розкладання пентахлориду фосфору протікає за рівнянням:
PCl5(г)= PCl3(г)+ Cl2(г); H = 92,59 кДж.
У якому напрямку зміститься рівновага цієї реакції за: а) збільшення концетрації PCl5; б) збільшення концентрації Cl2; в) підвищення тиску; г) зниження температури; д) введення каталізатора.
РІШЕННЯ. Зміщенням або зсувом хімічної рівноваги називається зміна рівноважних концентрацій реагуючих речовин у результаті зміни однієї з умов перебігу реакції. Напрямок зміщення рівноваги визначається за принципу Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі надати будь-яку зовнішню дію (змінити концентрацію, тиск, температуру), то рівновага зміститься у бік тієї реакції (прямої чи зворотної), яка протидіє наданому впливу.
а) Збільшення концентрації реагентів (PCl5) збільшує швидкість прямої реакції проти швидкістю зворотної реакції, і рівновага зміщується у бік прямої реакції, тобто. праворуч;
б) збільшення концентрації продуктів (Cl2) реакції збільшує швидкість зворотної реакції порівняно зі швидкістю прямої реакції, і рівновага зміщується вліво;
в) збільшення тиску зміщує рівновагу у бік реакції, що йде з утворенням меншої кількості газоподібних речовин. У цьому прикладі пряма реакція супроводжується утворенням 2 моль газів (1 моль PCl3і 1 моль Cl2), а зворотна - утворенням 1 моль PCl5. Тому підвищення тиску призведе до усунення рівноваги вліво, тобто. у бік зворотної реакції;
г) оскільки пряма реакція протікає з поглинанням теплоти) Зниження температури зміщує рівновагу у бік зворотної (екзотермічної реакції);
д) введення в систему каталізатора не впливає на зміщення рівноваги, т.к. однаково збільшує швидкість прямої та зворотної реакцій.
Завдання на тему 6
201-220. За даними схемами складіть рівняння окисно-відновних реакцій, вкажіть окислювач та відновник:
| № | Схема реакції |
| KBr+KBrO 3 +H 2 SO 4 →Br 2 +K 2 SO 4 +H 2 O | |
| КСlO 3 + Na 2 SO 3 →Na 2 SO 4 +MnO 2 +KOH | |
| PbS+HNO 3 →S+Pb(NO 3) 2 +NO+H 2 O | |
| KMnO 4 + Na 2 SO 3 +KOH→K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O | |
| P+ HNO 3 + H 2 O→H 3 PO 4 +NO | |
| Cu 2 O+ HNO 3 →Cu(NO 3) 2 +NO+ H 2 O | |
| КСlO 3 + Na 2 SO 3 →S+ K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O | |
| HNO 3 + Ca→NH 4 NO 3 +Ca(NO 3) 2 +H 2 O | |
| NaCrO 2 +PbO 2 +NaOH→Na 2 CrO 4 +Na 2 PbO 2 + H 2 O | |
| K 2 Cr 2 O 7 +H 2 S+ H 2 SO 4 →S+Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O | |
| КСlO 3 + Na 2 SO 3 →КСl+ Na 2 SO 4 | |
| KMnO 4 +HBr→Br 2 + KBr+MnBr 2 + H 2 O | |
| H 3 AsO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →H 3 AsO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O | |
| P+HClO 3 + H 2 O→ H 3 PO 4 +HCl | |
| NaCrO 2 + Br 2 + NaOH→ Na 2 CrO 4 +NaBr+ H 2 O | |
| FeS+ HNO 3 →Fe(NO 3) 2 +S+ NO+ H 2 O | |
| HNO 3 +Zn→N 2 O+ Zn(NO 3) 2 + H 2 O | |
| FeSO 4 + КСlO 3 + H 2 SO 4 →Fe 2 (SO 4) 3 +КСl+ H 2 O | |
| K 2 Cr 2 O 7 +HCl→Cl 2 +CrCl 3 + КСl+ H 2 O | |
| Au+ HNO 3 + HCl→AuCl 3 +NO+ H 2 O |
221-230. У скільки разів зміниться швидкість прямої реакції, якщо змінити температурний режим від Т 1 до Т 2 ? Температурний коефіцієнт наведено у таблиці.
| № | ||||||||||
| Т 1 | ||||||||||
| Т 2 | ||||||||||
| γ |
231-240. Розрахуйте, скільки разів зміниться швидкість реакції, якщо змінити умови протікання процесу.
236-240. Як треба змінити а) температуру, б) тиск, в) концентрацію, щоб усунути хімічну рівновагу у бік прямої реакції?
Метали та неметали.
Сукупність ОВР, які протікають на електродах у розчинах або розплавах електролітів при пропущенні через них електричного струму називають електролізом.
На катоді джерела струму відбувається процес передачі електронів катіонів з розчину або розплаву, тому катод є відновником. На аноді відбувається віддача електронів аніонами, тому анод є окислювачем. При електролізі як у аноді, і на катоді можуть відбуватися конкуруючі процеси.
При проведенні електролізу з використанням інертного (невитратного) анода (наприклад, графіту або платини), як правило, конкуруючими є два окислювальні та відновлювальні процеси:
- на аноді- Окислення аніонів і гідроксид-іонів,
- на катоді- Відновлення катіонів та іонів водню.
При проведенні електролізу з використанням активного (витратного) анода процес ускладнюється і конкуруючими реакціями на електродах є:
- на аноді- Окислення аніонів і гідроксид іонів, анодне розчинення металу - матеріалу анода;
- на катоді- відновлення катіону солі та іонів водню, відновлення катіонів металу, отриманих при розчиненні аноду. При виборі найбільш ймовірного процесу на аноді та катоді виходять із положення, що протікає реакція, яка вимагає найменшої витрати енергії. При електроліз розчинів солей з інертним електродом використовують такі правила.
1. На аноді можуть утворюватися такі продукти:
а) при електролізі розчинів, що містять аніони F - , SО 4 2- , NO 3 - , РO 4 3- , ВІН - виділяється кисень;
б) при окисленні галогенід-іонів виділяються вільні галогени;
в) при окисленні аніонів органічних кислот відбувається процес:
2RCOO - - 2е → R-R + 2СО 2 .
2. При електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані в ряді напруг лівіше Аl 3+, на катоді виділяється водень; якщо іон розташований правіше водню, то виділяється метал.
3. При електролізі розчинів солей, що містять іони, розташовані між Аl 3+ і Н + на катоді можуть протікати конкуруючі процеси відновлення катіонів, так і виділення водню.
Залежність кількості речовини, що утворилася при електролізі, від часу та сили струму описується узагальненим законом Фарадея:
m = (Е/F). I. t = (М / (n. F)). I. t,
де m - маса речовини, що утворилася при електролізі (г); Е - еквівалентна маса речовини (г/моль); М - молярна маса речовини (г/моль); n - кількість електронів, що віддаються або приймаємо; I - сила струму (А); t - тривалість процесу (с); F — константа Фарадея, що характеризує кількість електрики, необхідне виділення 1 еквівалентної маси речовини (F= 96500 Кл/моль = 26,8 А. год/моль).
Приклад 1 Електроліз розплаву хлориду натрію:
NaCl = Na + + Cl -;
катод (-) (Na +): Na + + е= Na 0,
анод (-) (Cl -): Cl - - е= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;
2NaCl = 2Na + Cl2.
Приклад 2 Електроліз розчину хлориду натрію:
NaCl = Na + + Cl - ,
H 2 O = Н + + ВІН -;
катод (-) (Na + ; Н +): H + + е= H 0 , 2H 0 = H 2
(2H 2 O + 2 е= H 2 + 2OH -),
анод (+) (Cl - ; OН -): Cl - - е= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 .
Приклад 3 Електроліз розчину нітрату міді(II):
Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + NO 3 -
Н 2 O = H + + OH -;
катод (-) (Cu 2+ ; Н +): Cu 2+ + 2 е= Cu 0
анод (+) (ОН -): OH - - е= OH 0 ,
4H 0 = O 2 + 2H 2 O;
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 4HNO 3 .
Завдання на тему 7
241-250. Складіть електронні рівняння процесів, що відбуваються на інертних електродах при електролізі а) розплаву; б) розчину речовини:
| № | ||||||||||
| Речовина | NaOH | КСl | AgNO 3 | Cu(NO 3) 2 | FeSO 4 | K 2 S | KOH | Fe(NO 3) 2 | ZnSO 4 | Zn(NO 3) 2 |
251-260. Які речовини та в якій кількості виділяться на вугільних електродах при електролізі реаствора протягом часу t(ч) при силі струму I(A).
271-280. Складіть рівняння реакції між речовинами з огляду на те, що перехід електронів максимальний.
| № | Речовини | № | Речовини |
| P+HNO 3 (конц) | H 2 S+ H 2 SO 4 (кінець) | ||
| Р+H 2 SO 4 (конц) | PH 3 + HNO 3 (конц) | ||
| S+HNO 3 (конц) | PH 3 + H 2 SO 4 (кінець) | ||
| S+ H 2 SO 4 (кінець) | HClO+HNO 3 (конц) | ||
| H 2 S+HNO 3 (кінець) | HClO+ H 2 SO 4 (кінець) |
Основна:
1. Єрохін Ю.М. "Хімія": Підручник для середніх професійних навчальних закладів. - М.: Видавничий центр "Академія", 2004.
2. Рудзітіс Г.Є., Фельдман Ф.Г. "Хімія" 10 кл.-М.: Просвітництво. 1995.
3. Рудзітіс Г.Є., Фельдман Ф.Г. "Хімія" 11 кл. -М: Просвітництво. 1995.
4. Ахметов М.С. «Лабораторні та семінарські заняття з загальної та неорганічної хімії» М.: Вища школа. 2002.
Додаткова:
1. Петров М.М., Міхільов Л.А., Кукушкін Ю.М. "Неорганічна хімія". М: Хімія. 1989.
2. Потапов В.М. «Органічна хімія».- М.: Просвітництво.1983.
3. Міхільов Л.А., Пассет Н.Ф., Федотова М.І. «Завдання та вправи з неорганічної хімії». М: Хімія. 1989.
4. Потапов В.М., Татарінчик С.М., Аверіна А.В. «Завдання та вправи з органічної хімії» -М.: Хімія. 1989.
5. Хомченко І.Г. "Загальна хімія". -М: Нова хвиля. -ОНІКС 1999.
6. Хомченко Г.П. «Збірник завдань з хімії для вступників до ВНЗ». -М: Нова хвиля. 1999.
Усі хімічні елементи поділяють на метали і неметали залежно від будови та властивостей їх атомів. Також на метали та неметали класифікують утворювані елементами прості речовини, виходячи з їх фізичних та хімічних властивостей.
У періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва неметали розташовані по діагоналі: бір - астат і над нею в головних підгрупах.
Для атомів металів характерні порівняно великі радіуси та невелика кількість електронів на зовнішньому рівні від 1 до 3 (виняток: германій, олово свинець – 4; сурма та вісмут – 5; полоній – 6 електронів).
Атомам неметалів, навпаки, властиві невеликі радіуси атомів і число електронів на зовнішньому рівні від 4 до 8 (виключення бору, у нього таких електронів – три).
Звідси прагнення атомів металів до віддачі зовнішніх електронів, тобто. відновлювальні властивості, а атомів неметалів – прагнення прийому відсутніх до стійкого восьмиелектронного рівня електронів, тобто. окисні властивості.
Метали
У металах – металевий зв'язок та металеві кристалічні грати. У вузлах ґрат знаходяться позитивно заряджені іони металів, пов'язані за допомогою узагальнених зовнішніх електронів, що належать всьому кристалу.
Це зумовлює всі найважливіші фізичні властивості металів: металевий блиск, електро- та теплопровідність, пластичність (здатність змінювати форму під зовнішнім впливом) та деякі інші, характерні для цього класу простих речовин.
Метали І групи головної підгрупи називають лужними металами.
Метали II групи: кальцій, стронцій, барій – лужноземельні.
Хімічні властивості металів
У хімічних реакціях метали виявляють лише відновлювальні властивості, тобто. їх атоми віддають електрони, утворюючи у результаті позитивні іони.
1. Взаємодіють із неметалами:
а) киснем (з утворенням оксидів)
Лужні та лужноземельні метали окислюються легко за звичайних умов, тому їх зберігають під шаром вазелінової олії або гасу.
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Ca + O 2 = 2CaO
Зверніть увагу: при взаємодії натрію утворюється пероксид, калію - надпероксид.
2Na + O 2 = Na 2 O 2 , К + О2 = КО2
а оксиди отримують прожарюванням пероксиду з відповідними металом:
2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O
Залізо, цинк, мідь та інші менш активні метали повільно окислюються на повітрі та активно при нагріванні.
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (суміш двох оксидів: FeO та Fe 2 O 3)
2Zn + O 2 = 2ZnO
2Cu + O 2 = 2CuO
Золото та платинові метали не окислюються киснем повітря за жодних умов.
б) воднем (з утворенням гідридів)
2Na + H 2 = 2NaH
Ca + H 2 = CaH 2
в) хлором (з утворенням хлоридів)
2K + Cl 2 = 2KCl
Mg + Cl 2 = MgCl 2
2Al + 3Cl 2 =2AlCl 3
Зверніть увагу: при взаємодії заліза утворюється хлорид заліза (III):
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
г) сіркою (з утворенням сульфідів)
2Na + S = Na 2 S
Hg + S = HgS
2Al + 3S = Al 2 S 3
Зверніть увагу: при взаємодії заліза утворюється сульфід заліза (II):
Fe + S = FeS
д) азотом (з утворенням нітридів)
6K + N 2 = 2K 3 N
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2
2Al + N 2 = 2AlN
2. Взаємодіють зі складними речовинами:
Необхідно пам'ятати, що по відновлювальній здатності метали розташовані в ряд, який називають електрохімічним рядом напруг або активності металів (Бекетова Н.Н., що витісняє ряд):
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt
а) водою
Метали, розташовані в ряду до магнію, за звичайних умов витісняють водень із води, утворюючи розчинні основи – луги.
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
Магній взаємодіє з водою під час кип'ятіння.
Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2
Алюміній при видаленні оксидної плівки бурхливо реагує із водою.
2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
Інші метали, що стоять у ряду до водню, за певних умов теж можуть вступати в реакцію з водою з виділенням водню та утворенням оксидів.
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2
б) розчинами кислот
(Окрім концентрованої сірчаної кислоти та азотної кислоти будь-якої концентрації. Див. розділ «Окислювально-відновні реакції».)
Зверніть увагу: не використовують для проведення реакцій нерозчинну кремнієву кислоту
Метали, що стоять у ряду від магнію до водню, витісняють водень із кислот.
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
Зверніть увагу: утворюються солі двовалентного заліза.
Fe + H 2 SO 4(розб.) = FeSO 4 + H 2
Утворення нерозчинної солі перешкоджає перебігу реакції. Наприклад, свинець практично не реагує із розчином сірчаної кислоти через утворення на поверхні нерозчинного сульфату свинцю.
Метали, що стоять у ряду після водню, не витісняють водень.
в) розчинами солей
Метали, що стоять в ряду до магнію і активно реагують з водою, не використовують для таких реакцій.
Для інших металів виконується правило:
Кожен метал витісняє з розчинів солей інші метали, розташовані в ряду правіше за нього, і сам може бути витіснений металами, розташованими лівіше за нього.
Cu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Як і у випадку з розчинами кислот, утворення нерозчинної солі перешкоджає перебігу реакції.
г) розчинами лугів
Взаємодіють метали, гідроксиди яких є амфотерними.
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K + 3H 2
д) з органічними речовинами
Лужні метали зі спиртами та фенолом.
2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2
Метали беруть участь у реакціях з галогеналканами, які використовують для отримання нижчих циклоалканів та для синтезів, у ході яких відбувається ускладнення вуглецевого скелета молекули (реакція А.Вюрца):
CH 2 Cl-CH 2 -CH 2 Cl + Zn = C 3 H 6 (циклопропан) + ZnCl 2
2CH 2 Cl + 2Na = C 2 H 6 (етан) + 2NaCl
Неметали
У простих речовинах атоми неметалів пов'язані ковалентним неполярним зв'язком. При цьому утворюються одинарні (у молекулах H2, F2, Cl2, Br2, I2), подвійні (у молекулах О2), потрійні (у молекулах N2) ковалентні зв'язки.
Будова простих речовин – неметалів:
1. молекулярне
За звичайних умов більшість таких речовин є газами (Н 2 , N 2 , O 2 , O 3 , F 2 , Cl 2 ) або тверді речовини (I 2 , P 4 , S 8) і лише єдиний бром (Br 2) є рідиною. Всі ці речовини молекулярної будови, тому летючі. У твердому стані вони легкоплавкі через слабку міжмолекулярну взаємодію, що утримує їх молекули в кристалі, і здатні до сублімації.
2. атомне
Ці речовини утворені кристалами, у вузлах яких знаходяться атоми: (Bn, Сn, Sin, Gen, Sen, Ten). Через велику міцність ковалентних зв'язків вони, як правило, мають високу твердість, і будь-які зміни, пов'язані з руйнуванням ковалентного зв'язку в їх кристалах (плавлення, випаровування), відбуваються з великою витратою енергії. Багато таких речовин мають високі температури плавлення і кипіння, а леткість їх дуже мала.
Багато елементів – неметали утворюють кілька простих речовин – алотропних модифікацій. Алотропія може бути пов'язана з різним складом молекул: кисень О 2 і озон О 3 та з різною будовою кристалів: алотропними модифікаціями вуглецю є графіт, алмаз, карбін, фулерен. Елементи – неметали, що мають алотропні модифікації: вуглець, кремній, фосфор, миш'як, кисень, сірка, селен, телур.
Хімічні властивості неметалів
У атомів неметалів переважають окисні властивості, тобто здатність приєднувати електрони. Цю здатність характеризує значення електронегативності. У ряді неметалів
At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F
електронегативність зростає та посилюються окисні властивості.
Звідси випливає, що з простих речовин – неметалів будуть характерні як окислювальні, і відновлювальні властивості, крім фтору – найсильнішого окислювача.
1. Окисні властивості
а) у реакціях з металами (метали завжди відновники)
2Na + S = Na 2 S (сульфід натрію)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нітрид магнію)
б) у реакціях з неметалами, розташованими ліворуч від даного, тобто з меншим значенням електронегативності. Наприклад, при взаємодії фосфору та сірки окислювачем буде сірка, оскільки фосфор має менше значення електронегативності:
2P + 5S = P 2 S 5 (сульфід фосфору V)
Більшість неметалів будуть окислювачами у реакціях з воднем:
H 2 + S = H 2 S
H 2 + Cl 2 = 2HCl
3H 2 + N 2 = 2NH 3
в) у реакціях із деякими складними речовинами
Окислювач – кисень, реакції горіння
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Окислювач – хлор
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl
Ch 2 = CH 2 + Br 2 = CH 2 Br-CH 2 Br
2. Відновлювальні властивості
а) у реакціях з фтором
S + 3F 2 = SF 6
H 2 + F 2 = 2HF
Si + 2F 2 = SiF 4
б) у реакціях з киснем (крім фтору)
S + O 2 = SO 2
N 2 + O 2 = 2NO
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
C + O 2 = CO 2
в) у реакціях зі складними речовинами – окислювачами
H 2 + CuO = Cu + H 2 O
6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5
C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
H 2 C=O + H 2 = CH 3 OH
3. Реакції диспропорціонування: той самий неметал є і окислювачем і відновником
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
За останні 200 років людствовивчило властивості речовин краще, ніж за історію розвитку хімії. Звичайно, кількість речовин так само швидко зростає, це пов'язано, перш за все, з освоєнням різних методів отримання речовин.
У повсякденному житті ми стикаємося з багатьма речовинами. Серед них – вода, залізо, алюміній, пластмаса, сода, сіль та багато інших.
Речовини, що існують у природі, наприклад, кисень і азот, що містяться в повітрі, речовини, розчинені у воді, що мають природне походження, називаються природними речовинами.
Алюмінію, цинку, ацетону, вапна, мила, аспірину, поліетилену та багатьох інших речовин у природі не існує. Їх одержують у лабораторії, і виробляє промисловість. Штучні речовини не зустрічаються у природі, їх виробляють із природних речовин. Деякі речовини, що існують у природі, можна отримати й у хімічній лабораторії.Так, при нагріванні марганцівки виділяється кисень, а при нагріванні крейди –
вуглекислий газ. Вчені навчилися перетворювати графіт на алмаз, вирощують кристали рубіну, сапфіру та малахіту. Отже, поряд з речовинами природного походження існує безліч і штучно створених речовин, що не зустрічаються в природі.
Речовини, що не зустрічаються в природі, виробляються на різних підприємствах: фабриках, заводах, комбінатах тощо.
В умовах вичерпання природних ресурсів нашої планети зараз перед хіміками стоїть важливе завдання: розробити та впровадити методи, за допомогою яких можна штучно, в умовах лабораторії, або промислового виробництва, отримувати речовини, що є аналогами природних речовин.
Наприклад, запаси паливних копалин у природі закінчуються.
Може настати той момент, коли нафта та природний газ закінчаться. Вже зараз ведуться розробки нових видів палива, які б були такими ж ефективними, але не забруднювали навколишнє середовище. На сьогоднішній день людство навчилося штучно отримувати різні дорогоцінні камені, наприклад, алмази, смарагди, берили. твердому (у вигляді льоду та снігу), рідкому (рідка вода) та газоподібному (водяна пара).Відомі речовини, які не можуть існувати у звичайних умовах у всіх трьох агрегатних станах. Наприклад, такою речовиною є вуглекислий газ. При кімнатній температурі це газ без запаху та кольору. При температурі -79 ° Сця речовина «замерзає» і перетворюється на жорсткий агрегатний стан. Побутова (тривіальна) назва такої речовини «сухий лід». Така назва дана цій речовині через те, що «сухий лід» перетворюється на вуглекислий газ без плавлення, тобто, без переходу в рідкий агрегатний стан, який присутній, наприклад, у води.
Таким чином, можна зробити важливий висновок.Речовина при переході з одного агрегатного стану в інший не перетворюється на інші речовини. Сам процес певної зміни, перетворення називається явищем.
Фізичні явища. Фізичні властивості речовин.
Явища, у яких речовини змінюють агрегатний стан, але у своїй не перетворюються на інші речовини, називають фізичними. Кожна індивідуальна речовина має певні властивості. Властивості речовин можуть бути різними або подібними один до одного. Кожну речовину описують за допомогою набору фізичних та хімічних властивостей. Розглянемо як приклад воду. Вода замерзає і перетворюється на кригу при температурі 0°С, а закипає і перетворюється на пару при температурі +100°С.
Дані явища відносяться до фізичних, оскільки вода не перетворилася на інші речовини, відбувається лише зміна агрегатного стану. Дані температури замерзання та кипіння – це фізичні властивості, характерні саме для води.
Властивості речовин, які визначають вимірами або візуально за відсутності перетворення одних речовин на інші, називають фізичнимиВипаровування спирту, як і випаровування води
До основних фізичних властивостей речовин можна віднести такі: агрегатний стан, колір, запах, розчинність у воді, щільність, температура кипіння, температура плавлення, теплопровідність, електропровідність.
Такі фізичні властивості як колір, запах, смак, форма кристалів можна визначити візуально, за допомогою органів чуття, а щільність, електропровідність, температуру плавлення та кипіння визначають вимірюванням. Відомості про фізичні властивості багатьох речовин зібрані у спеціальній літературі, наприклад, у довідниках. Фізичні властивості речовини залежать від її агрегатного стану. Наприклад, щільність льоду, води та водяної пари різна.Газоподібний кисень безбарвний, а рідкий – блакитний Знання фізичних властивостей допомагає «пізнавати» чимало речовин. Наприклад,мідь - Єдиний метал червоного кольору. Солоний смак має лише кухонна сіль.Йод – майже чорна тверда речовина, яка при нагріванні перетворюється на фіолетову пару. Найчастіше визначення речовини слід розглядати кілька її властивостей.
- Як приклад охарактеризуємо фізичні властивості води:
- колір – безбарвна (у невеликому обсязі)
- запах – без запаху
- агрегатний стан – за звичайних умов рідина
- щільність – 1 г/мл,
- температура кипіння - +100 ° С
- температура плавлення - 0 ° С
- теплопровідність – низька
електропровідність – чиста вода електрику не проводить
Кристалічні та аморфні речовини При описі фізичних властивостей твердих речовин описано структуру речовини. Якщо розглянути зразок кухонної солі під збільшувальним склом, можна помітити, що сіль складається з багатьох дрібних кристалів. У соляних родовищах можна зустріти і великі кристали.Кристали – тверді тіла, що мають форму правильних багатогранників Кристали можуть мати різну форму та розмір. Кристали деяких речовин, таких як кухонна – сількрихкі, їх легко зруйнувати . Існують кристали досить жорсткі. Наприклад, одним із найтвердіших мінералів вважається алмаз. Якщо розглядати кристали кухонної солі під мікроскопом, можна побачити, що вони мають схожу будову. Якщо ж розглянути, наприклад, частинки скла, всі вони матимуть різну будову – такі речовини називають аморфними.
До аморфних речовин відносять скло, крохмаль, бурштин, бджолиний віск.
Якщо при фізичних явищах речовини, як правило, лише змінюють агрегатний стан, то при хімічних явищах відбувається перетворення одних речовин на інші речовини. Наведемо кілька простих прикладів:горіння сірника супроводжується обвуглюванням деревини та виділенням газоподібних речовин, тобто відбувається незворотне перетворення деревини на інші речовини. Інший приклад:згодом бронзові скульптури покриваються нальотом зеленого кольору. Справа в тому, що до складу бронзи входить мідь. Цей метал повільно взаємодіє з киснем, вуглекислим газом та вологою повітря, в результаті на поверхні скульптури утворюються нові речовини зеленого кольору. Хімічні явища – явища перетворень одних речовин на іншіПроцес взаємодії речовин із утворенням нових речовин називають хімічною реакцією. Хімічні реакції відбуваються повсюдно довкола нас. Хімічні реакції відбуваються у нас самих. У нашому організмі безперервно відбуваються перетворення множини речовин, речовини реагують одна з одною, утворюючи продукти реакції. Таким чином, у хімічній реакції завжди є речовини, що реагують, і речовини, що утворилися в результаті реакції.
- Хімічна реакція– процес взаємодії речовин, у результаті якого утворюються нові речовини з новими властивостями
- Реагенти- Речовини, що вступають у хімічну реакцію
- Продукти– речовини, що утворилися внаслідок хімічної реакції
Хімічна реакція зображується у загальному вигляді схемою реакції РЕАГЕНТИ -> ПРОДУКТИ
- реагенти– вихідні речовини, взяті щодо реакції;
- продукти- Нові речовини, що утворилися в результаті протікання реакції.
Будь-які хімічні явища (реакції) супроводжуються певними ознаками, з яких хімічні явища можна відрізнити від фізичних. До таких ознак можна віднести зміну фарбування речовин, виділення газу, утворення осаду, виділення тепла, випромінювання світла.
Багато хімічних реакцій супроводжуються виділенням енергії у вигляді тепла та світла. Зазвичай, такими явищами супроводжуються реакції горіння. У реакціях горіння на повітрі речовини реагують з киснем, що міститься у повітрі. Так, наприклад, метал магній спалахує і горить на повітрі яскравим полум'ям, що сліпить. Саме тому спалах магнію використовували під час створення фотографій у першій половині ХХ століття. У деяких випадках можливе виділення енергії у вигляді світла, але без тепла.Один із видів тихоокеанського планктону здатний випромінювати яскраво-блакитне світло, добре помітне в темряві. Виділення енергії як світла – результат хімічної реакції, яка протікає в організмах цього виду планктону.
Підсумок статті:
- Існують дві великі групи речовин: речовини природного та штучного походження
- У звичайних умовах речовини можуть перебувати у трьох агрегатних станах
- Властивості речовин, які визначають вимірами або візуально за відсутності перетворення одних речовин на інші, називають фізичними
- Кристали – тверді тіла, що мають форму правильних багатогранників
- Аморфні речовини – речовини, що не мають кристалічної будови
- Хімічні явища – явища перетворень одних речовин на інші
- Реагенти – речовини, які входять у хімічну реакцію
- Продукти – речовини, що утворюються внаслідок хімічної реакції
- Хімічні реакції можуть супроводжуватися виділенням газу, осаду, тепла, світла; зміною забарвлення речовин
- Горіння – складний фізико-хімічний процес перетворення вихідних речовин на продукти згоряння в ході хімічної реакції, що супроводжується інтенсивним виділенням тепла та світла (полум'я)