Тема 33. Типи розрахункових задач. 3 страница
(Скористатись таблицею розчинності)
2. неелектроліти – це речовини, розчини або розплави яких не проводять
електричний струм.
До них відносяться: прості речовини, оксиди, нерозчинні основи,
кислоти і солі, а також майже всі органічні речовини.
При розчиненні електролітів у воді відбувається їх розпад на йони
(катіони і аніони) тому, що розчини електролітів є провідниками ІІ роду, а
в них провідником електричного струму є катіони і аніони.
Електролітична дисоціація(ЕД) – це реакція розпаду електролітів на
йони під час розчинення їх у воді або розплавлення.
ЕД є реакція оборотня.
Теорія ЕД була відкрита шведським вченим С.Арреніусом.
ЕД кислот
Кислоти дисоціюють на катіони Гідрогену (Н+) і аніони кислотного залишку.
Кислоти, що містять 2 і більше атомів Гідрогену (дво і триосновні)
дисоціюютьступінчасто, тобто по о д н о м увідривають атоми Н і переводять у вигляді катіону Гідрогену Н+.
Наприклад:
HCl ↔ H+ + Cl- ;
1 стадія H2SO4 ↔ H+ + HSO4-
2 стадія HSO4- ↔ H+ + SO42-
Загальне: H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-
H2SіO3 ≠
ЕД основ(лугів)
Тільки луги (розчинні основи)дисоціюють на катіон металу і Гідроксид-іон ОН-.
Луги, що містять 2 і більше груп Гідроксиду ОН (дво і трикислотні)
дисоціюютьступінчасто, тобто по о д н і йвідривають групи ОН і переводять у вигляді аніону Гідроксиду ОН-.
Наприклад:
NaOH ↔ Na+ + OH- ;
1 стадія Ba(OH)2 ↔ BaOH+ + OH-
2 стадія BaOH+ ↔ Ba2+ + OH-
Загальне: Ba(OH)2 ↔ Ba2+ + 2OH-
Fe(OH)2 ≠
ЕД солей
Солі зразу ж дисоціюютьна катіон металу і аніон кислотного залишку.
Наприклад:
AlCl3 ↔ Al3+ + 3Cl- ;
Fe2(SO4)3 ↔ 2Fe3+ + 3SO42-
CaCO3 ≠
Так як реакція ЕД є оборотною(відбувається одночасно процес розпаду
молекул і сполучення йонів), то для кількісної характеристики її вводять поняття «ступінь електролітичної дисоціації».
Ступінь ЕД – фізична величина , що означає відношення числа молекул ,що практично розпалися на йони до загального числа молекул, введених у розчин. N (дисоційованих)
Позначається: α; Формула: α = -------------------------·100%
N (загальної)
Одиниці: у % або частках від одиниці.
Задача 1.
У розчині є 200 молекул електроліту, розпалися на йони 60 молекул. Знайти ступінь ЕД електроліту.
Задача 2.
У розчині мурашиної кислоти (НСООН) масою 200 г з масовою часткою кислоти 9,2% міститься 3,76·10-3 моль катіонів Гідрогену. Знайти ступінь ЕД кислоти (у%).
В залежності від ступеня ЕД всі електроліти поділяються на:
1. сильні електроліти;
2. слабкі електроліти.
Сильні електроліти – це електроліти, які практично повністю розпадаються на йони(у розчині існують у вигляді йонів, а не молекул) і ступінь ЕД близький до 100%.
До сильних електролітів відносяться: солі і луги тільки розчинні у воді і кислоти(тільки HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, H3PO4).
Слабкі електроліти – це електроліти, які частково дисоціюють на Йони (у розчині практично існують переважно у вигляді молекул, ніж йонів).
До слабких електролітів відносяться: всі інші солі і основи мало і нерозчинні у воді, а також кислоти(H2S, H2SO3, H2CO3, HF) і всі органічні речовини, прості речовини, оксиди.
Реакції йонного обміну.
Всі реакції в хімії практично переважно відбуваються в розчинах, а якщо беруть участь електроліти, то у розчинах вони розпадаються на йони. Тому реакції в розчинахвідбуваються не між молекулами електролітів, а між йонами – реакції йонного обміну.
При написанні реакцій йонного обміну (молекулярне, повне йонне і скорочене йонне рівняння)необхідно користуватися поняттями «сильні» і «слабкі» електроліти.
Вправа: Написати рівняння реакції в молекулярному, повному та скороченому йонних виглядах:
1. NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- = H2O
Додаткові вправи:
2. FeO + HNO3 =
3. FeCl3 + AgNO3 =
4. Al + CuSO4 =
5. H2S + KOH =
6. Al2(SO4)3 + BaCl2 =
7. Ca + H3PO4 =
8. Ba(OH)2 + CuSO4 =
9. Fe(OH)3 + HBr =
10. P2O5 + NaOH =
Згідно йонної теорії: сильні кислотипозначаються Н+, сильні основи (луги) - ОН- , а розчинні солірозпадаються або на катіони металів,або на аніони кислотних залишків. Слабкі електроліти і неелектроліти записуємо в молекулярному вигляді.
Вправа: Скласти рівняння реакції в молекулярній та повній йонній формах відповідно до схеми: Н+ + ОН- = Н2О
HCl + КOH = КCl + H2O
H+ + Cl- + К+ + ОН- = К+ + Cl- + H2O
H+ + OH- = H2O
Приклади вправ:
1. Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
2. Ag+ + Cl- = AgCl↓
3. S2- + 2H+ = H2S
4. Ca2+ + CO32- = CaCO3
5. Mg + 2H+ = Mg2+ + H2↑
6. CO2 + 2OH- = CO32- + H2O
7. 2K + Fe2+ = 2K+ + Fe
8. Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
Зміна забарвлення індикаторів
У розчинахкислот:
Лакмус ізфіолетового начервоний
Метилоранж із оранжевого на червоний
Універсальний індикатор із жовтого на червоний
Фенолфталеїн не змінює
У розчинах лугів:
Лакмус ізфіолетового насиній
Метилоранж із оранжевого на жовтий
Універсальний індикатор із жовтого на синій
Фенолфталеїн ізбезбарвногонамалиновий
Гідроліз розчинів солей
Гідроліз солей – це реакції йонного обміну між йонами солі і молекулами води,внаслідок яких утворюється середовище: кисле, лужне або нейтральне
Вид середовища визначається «водневим показником» - рН і він має значення від 1 до 14.
Якщо: рН > 7 –лужне середовище(ОН-)
рН < 7 - кисле середовище (Н+)
рН = 7 - нейтральне середовище (H2O)
Є 4 випадки гідролізу солей. У формулі солі металвідповідає за основу, а кислотний залишок за кислоту, яка утворює дану сіль.
Необхідно знати:якоюсильною основоючисильною кислотоюутворенаданасільтаке і буде середовище.
1. Сіль утворена сильною основою і слабкою кислотою (лужне середовище)
Na2CO3
NaOH - сильна основа
H2CO3 – слабка кислота
рН > 7 – лужне середовище. Реакція гідролізу – оборотня.
2. Сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (кисле середовище)
ZnCl2
Zn(OH)2 - слабка основа
HCl – сильна кислота
рН < 7 – кисле середовище. Реакція гідролізу – оборотня.
3. Сіль утворена сильною основою і сильною кислотою (нейтральне середовище)
NaCl
NaOH - сильна основа
HCl – сильна кислота
рН = 7 – нейтральне середовище. Гідроліз не відбувається.
4. Сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою (нейтральне середовище)
ZnS
Zn(OH)2 - слабка основа
H2S – слабка кислота
рН = 7 – нейтральне середовище
Гідроліз відбувається до кінця і при цьому сіль взаємодіє водою і утворюється
нерозчинна основа і слабка кислота. Реакція гідролізує необоротною.
ZnS + 2HOH → Zn(OH)2↓ + H2S↑
Вправа:Визначити рН середовищау водних розчинах таких солей:
K2SO3 : KOH – сильна основа; H2SO3 – слабка кислота
рН > 7 (лужне середовище)
Приклади вправ:
1. MgCl2
2. K2S
3. ZnSO4
4. BaCl2
5. CuSO3
6. KNO3
7. Al2(CO3)3
8. K2CO3
9. FeBr3
Тема 7. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва.
Тема 8. Будова атома.
На початку XIX столітті вчені класифікували хім..елементи за такими ознаками:
1. метали і неметали
2. валентністю
3. родинами або групами подібних елементів.
Менделєєв Д.І. ,вивчивши всі класифікації до нього, запропонував свою класифікацію. За основу її він взяв атомну масу хімічних елементів( постійну величину на той час) і розмістив всі елементи(їх було 63, а зараз більше 110) у порядку зростання їх атомних мас. Кожному елементу він дав свій номер, який назвав порядковим номером і одержав таблицю – періодичну систему- у кожному горизонтальному рядочку (періоді) повторюються певні закономірності:
1. металічні властивості спадають;
2. неметалічні властивості зростають;
3. Валентність в оксидах цих елементів зростає від І доVIII.
4. Валентність у гідрогенових сполуках тільки неметалів спадаєвід IV до І;
5. Властивості гідроксидів всіх елементів змінюються від основних
через амфотерні до кислотних.
На основі цих закономірностей Менделєєв вивів періодичний закон:
«Властивості хім.елементів, а також сполук утворених ними перебувають у періодичній залежності від їх атомних масс.»
У періодичній системі є відхилення від періодичного закону:
1. +18Ar - +19K
2. +27Co - +28Ni
3. +52Te - +53I
Причину цих відхилень Менделєєв вважав треба шукати в будові атомів хім..елементів.
Будова атома
Атом складається із позитивного ядра і негативно заряджених електронів,які рухаються навколо нього по електронних шарах (енергетичних рівнях або електронних орбіталях).
Атом0 = ядро+ + електрони-
Позитивно заряджене ядро складається із позитивних протонів і нейтральних нейтронів.
Ядро+ = протони+ + нейтрони0
Позначення елементарних частинок атома:
Протони: +11р; Нейтрони - 01n; Електрони: -10е; m (е) = ------ m(р або n )
(Масою -10е можна нехтувати)
Вся маса атома зосереджена в ядрі і визначається масою протона і нейтрона
Сума протонів і нейтронів ( n + р) називається нуклони.
Вчені відкрили, що порядковий номер елемента – це числове значення заряду ядра цього атома.
Наприклад:
+1939К, де: 39 – відносна атомна маса, а +19 –заряд ядра атома.
Порядковий номер елемента означає:
1. числове значення заряду ядра атома;
2. кількість протонів у ядрі;
3. кількість електронів у атомі.
Наприклад:
+1939К ( 19p; 19e; n = 39 -19 =20)
+11H ( 1p; 1e; 0n); +1224Mg (12p; 12e; 12n)
Вчені відкрили, що майже всі елементи у природі існують у вигляді не менше двох різновидів і більше – ізотопів (нуклідів) – це різновиди одного і того ж елемента,які маютьодинаковий заряд ядра, алерізну атомну масу.
Наприклад:
+11Н - Протій; +12Н – Дейтерій; +13Н –Тритій.
+1735Cl і +1737Cl
Відносна атомна маса елементів у періодичній системі – це середнє арифметичне атомних мас ізотопів цього елемента , враховуючи процент його у природі.
Існування ізотопів(нуклідів) елементів свідчить про те, що атомна маса не є постійна величина для хім..елемента, а постійною величиною є заряд ядра атома. Тому сучасне формулювання періодичного закону: « … від заряду ядра атома».
Існування ізотопів пояснює ще явище радіоактивності.Ізотопи ще відрізняються ще один від одного кількістю нейтронів у ядрі ( починаючи з Полонію, кількість ізотопів збільшується до сотні і більше).
Радіоактивність – це перетворення одних елементів в інші, але при цьому виділяється такі частинки:
- α-частинки- 24Не;
- β-частинки - -10е
- +11р; 01n; γ –частинки.
Явища радіоактивності зображують ядерними реакціями:
- +46111Pd → +47111Ag + β ( -10е)
- +86222Rn → 84218Po + α (24Не)
Необхідно пам’ятати:
+86222Rn , де: 222- ще називають нуклонне число (відносна атомна маса)
+86 – протонне число (заряд ядра).
Завдання: Скільки різновидів молекул води може утворитися із нукліду Оксигену 16Оі ізотопів Гідрогену 1Н, 2Н, 3Н ?
Відповідь: 6. 1Н1Н16О; 2Н2Н16О; 3Н3Н16О; 1Н2Н16О; 1Н3Н16О; 2Н3Н16О.
Будова періодичної системи
Періодична система складається з:
- 7 періодів;
- VIII груп.
Періоди – це горизонтальні рядки хім..елементів, які починаються лужним металом і закінчуються інертним газом.
Періоди поділяються на:
- малі ( 1 – 3)
- великі (4 – 7)
Групи -це вертикальні рядки хім..елементів. в яких містяться родини подібних елементів.
Групи поділяються на підгрупи:
- головна;
- побічна.
Головна підгрупа – це підгрупа, що містить елементи як малих так і великих періодів. Головна підгрупапозначаєтьсябуквоюА(а).
Наприклад: І-А –лужні метали ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Побічна підгрупа – це підгрупа, що містить елементи тільки великих періодів. Побічна підгрупапозначаєтьсябуквоюВ(в).
Наприклад: І-Б –Сu, Ag, Au.
Види електронів
В атомі ядро відповідає за масу атома і за позитивний заряд, а електрони – за властивості атома. Хіміків ватомі цікавитьбільше електрони,ніж інші частинки.
Відомі такі види електронів в атомі:
1. s – електрони: максимальна кількість – 2; починають заповнюватися з першого електронного шару; мають 1 форму руху (сферичну).
2. р – електрони: максимальна кількість – 6; починають заповнюватися з другого електронного шару; мають 3 форми руху (гантелеподібну).
Sіp –електрони – це електрони внутрішніх шарів і тільки зовнішнього шару.
Елементи,які містятьs і p– електрони, містяться тільки в головних підгрупах .
3. d – електрони: максимальна кількість – 10; починають заповнюватися з третього електронного шару; мають 5 форм руху.
d– електрони – це електрони передостаннього шару атома.
Елементи,які містятьd– електрони, містяться тільки в побічних підгрупах.
4. f – електрони: максимальна кількість – 14; починають заповнюватися з четвертого електронного шару; мають 7 форм руху.
f – електрони – це електрони передпередостаннього шару атома.
Типи форм руху різних видів електронів:
Номер періоду для хім.елементів означає:
1. кількість електронних шарів для всіх елементів цього періоду;
2. вказує наномер зовнішнього шару
Номер групи для хім..елементів означає:
1. валентність (найвищу) елементів в оксидахдля всіхелементів цієї групи;
2.вказує на кількість електронівзовнішньому електронному шарі тільки для елементів головних підгруп.
Електронні та електронно-графічніформули (конфігурації) елементів.
Наприклад:
+816О 1s22s22p4
+1840Ar 1s22s22p63s23p6
+2656Fe 1s22s22p63s23p64s23d6
2145Sc 1s22s22p63s23p64s23d1
Дляатомів елементів характерний нормальний(стаціонарний) і збуджений стани.
Нормальний(стаціонарний) стан атома ми описуємо електронними (конфігураціями) формулами, користуючись періодичної системи.
Збуджений стан атома - це стан при якому є можливість спареним електронам тільки зовнішнього шару атома розпаровуватись на вільні електронні хмари тільки зовнішнього шару.
Наприклад:
+612С 1s22s22p2 нормальний стан
+612С 1s22s12p3 збуджений стан
Електронні формули йонів елементів записуються таким чином:
1. для катіонів елементів – від електронної формули нормального стану атома елемента віднімаємо електрони тільки від зовнішнього шару
Наприклад: написати електронну формулу(конфігурацію) йону Калію (К+):
+1939К0 1s22s22p63s23p64s1 нормальний стан
К0 - 1е → К+
+1939К+ 1s22s22p63s23p64s0 йон - катіон
2. для аніонів елементів – до електронної формули(конфігурації) нормального стану атома елемента додаємо електрони тільки від зовнішнього шару
Наприклад: написати електронну формулу йону Хлору (Сl-):
+1735,5Cl0 1s22s22p63s23p5 нормальний стан
Cl0 + 1е → Cl-
+1735,5Cl- 1s22s22p63s23p6 йон - аніон
В елементах побічних підгруппереважно на зовнішньому шарі міститься 2 електрони, тількидля Хрому (Cr) і Купруму (Cu) тільки 1 електрон.
+24Cr 1s22s22p63s23p64s13d5
+29Cu 1s22s22p63s23p64s13d10
У періодах металічні властивості зменшуються, а неметалічні – збільшуються зліва на право.
У групах металічні властивості збільшуються, неметалічні - зменшуються
зверху донизу.
Радіус атомів у періодах зменшується із збільшенням порядкового номеру елементів, хоч кількість електронних шарів залишаєтьсяоднаковою( зростає позитивний заряд ядра і загальна кількість електронів)
Радіус атомів у групах збільшується із збільшенням порядкового номеру елементів, бо зростає кількість електронних шарів .
Вправи:Написати електронні та електронно-графічні формули(конфігурації) в нормальному та збуджених станів таких атомів елементів, а також для йонів (катіонів та аніонів): +33Аs, +14Si, +13Al, +34Se, +11Na, +15P, O2-, Al3+, F-, Ca2+.
Тема 9. Хімічний зв’язок і будова речовини.
Хімічний зв’язок поділяється на:
1. внутрішньо-молекулярний зв’язок (між атомами або йонами);
2. міжмолекулярний зв’язок.
Внутрішньомолекулярний зв’язок поділяється на:
1. ковалентний;
2. йонний;
3. донорно-акцепторний;
4. металевий.
Міжмолекулярний зв’язок поділяється на: