Основні положення атомно-молекулярного вчення

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

Національний технічний університет України

«Київський політехнічний інститут»

ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ. СИСТЕМАТИКА НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

ПОСІБНИК

ДЛЯ СТУДЕНТІВ ТЕХНІЧНИХ НАПРЯМІВ ПІДГОТОВКИ

Рекомендовано

Методичною радою НТУУ «КПІ»

Київ

НТУУ «КПІ»

Загальна хімія: Основні поняття та закони хімії. Систематика неорганічних сполук: Посібник для студентів технічних напрямів підготовки / Уклад.: А.В. Підгорний, Т.М. Назарова – К.: НТУУ «КПІ», 2010. – 52 с.

УДК 541.6 (75.8)

Гриф надано Методичною радою НТУУ «КПІ»

(Протокол № 8 від 15.04.2010 р.)

Навчальне видання

ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ. СИСТЕМАТИКА НЕОРГАНІЧНИХ РЕЧОВИН

Посібник

для студентів технічних напрямів підготовки

У навчальному виданні розглянуті основні положення електронної будови атомів, зв’язок властивостей елементів з їх розміщенням у Періодичній системі, квантово-механічних уявлень про утворення хімічних зв’язків та структуру молекул, типів міжмолекулярних зв’язків, особливостей кристалічного стану речовини. Видання призначене для студентів технічних напрямів підготовки.

УДК 541.6 (75.8)

Укладачі: Підгорний Андрій Вадимович

Назарова Тамара Максимівна

Відповідальний

редактор О. О. Андрійко, док. хім. наук, проф.

Рецензенти Є. О. Писарев, канд. хім. наук, зав. відділом

Державна наукова установа

«УкрНДІспиртбіопрод»

Г. Є. Соколов, канд. фіз.-мат. наук, доцент

Інституту аеронавігації НАУ

За редакцією укладачів

Зміст

Вступ................................................................................................................................................... 4

1. Предмет дослідження хімії............................................................................................................ 5

1.1. Основні положення атомно-молекулярного вчення........................................................... 5

1.2. Основні хімічні поняття......................................................................................................... 6

1.3. Вчення про еквівалент......................................................................................................... 10

1.4. Вчення про кількість речовини........................................................................................... 11

2. Основні закони хімії.................................................................................................................... 14

2.1. Закон збереження маси......................................................................................................... 14

2.2. Закон сталості складу........................................................................................................... 15

2.3. Закони газового стану.......................................................................................................... 16

2.4. Розрахунки за хімічними рівняннями................................................................................. 18

2.5. Закон еквівалентів................................................................................................................ 20

3. Завдання до самостійної роботи................................................................................................. 27

4. Принципи систематики в неорганічній хімії............................................................................ 30

4.1. Номенклатура хімічних елементів і простих речовин...................................................... 31

5. Класифікація неорганічних сполук за функціональними ознаками...................................... 33

5.1. Основи................................................................................................................................... 34

5.2. Кислоти.................................................................................................................................. 35

5.3. Амфотерні гідроксиди.......................................................................................................... 36

5.4. Солі......................................................................................................................................... 37

5.4.1. Середні солі.................................................................................................................... 37

5.4.2. Кислі солі........................................................................................................................ 39

5.4.3. Основні солі.................................................................................................................... 40

6. Оксиди та їх класифікація........................................................................................................... 42

6.1. Гідрати оксидів...................................................................................................................... 43

6.2 Реакції за участю оксидів...................................................................................................... 44

7. Завдання для самостійної роботи............................................................................................... 46

Додаток 1.......................................................................................................................................... 50

Додаток 2.......................................................................................................................................... 51

Додаток 3.......................................................................................................................................... 51

Список літератури........................................................................................................................... 52

Вступ

Навчальний посібник складено у відповідності до навчальної програми дисципліни «Загальна хімія», яка викладається для студентів технічних спеціальностей бакалаврського циклу підготовки.

Успішне оволодіння студентами хімічними знаннями у ВУЗі потребує наявності базової системи понять щодо якісних та кількісних аспектів хімічних перетворень. Проте, останнім часом спостерігається погіршення якості хімічної освіти у випускників середніх навчальних закладів. Тому укладене навчальне видання надає можливість всім студентам систематизувати та поглибити знання, набуті в період навчання у школі. Фактичний матеріал розділів «Основні поняття та закони хімії» та «Систематика неорганічних сполук» подається на основі сучасних наукових поглядів та пояснює загальні теоретичні питання, закономірності хімічних перетворень, які недостатньо розглядалися в шкільному курсі хімії. Матеріал посібника буде корисним під час самостійної роботи для тих студентів, які с тих чи інших причин не мають достатнього рівня початкових хімічних знань. Також наведені приклади розв’язання типових задач допоможуть студентам зрозуміти хімічні закономірності.

Вирішення наведених у кінці кожного розділу вправ для самостійного виконання сприяє розвиненню логічного мислення та ініціативи у студентів, а також забезпечує формування належного рівня знань та вмінь, які необхідні для подальшого сприйняття наступних розділів програми дисципліни. Наведені у додатках узагальнюючі схеми та таблиці сприятимуть кращому розумінню процесів взаємодії між неорганічними речовинами різної хімічної природи та водночас допоможуть студентам знайти відповідне пояснення залежності властивостей речовин від їх складу та будови.

Предмет дослідження хімії

Основні положення атомно-молекулярного вчення

Хімія – дуже важлива та багатостороння галузь природознавства. Предметом дослідження хімії є речовина – одна з конкретних форм існування матерії. Речовини мають дискретну, уривчасту будову, тобто складаються з частинок, які мають певну масу спокою. Основні частинки, з яких складаються речовини, – атоми, молекули, іони. Дискретні частинки речовин об’єднуються в цілісне утворення завдяки існуванню полів (електромагнітних, гравітаційних, ядерних сил, хвильових полів елементарних частинок).

Поле, як форма існування матерії, у своїх проявах характеризується енергією та уявляється як потік квантів, що не мають маси спокою. Сучасне природознавство виявляє двоїстий характер поведінки як у частинок речовини, так і у квантів полів – корпускулярного-хвильовий дуалізм. Такий тісний взаємозв’язок між полем і речовиною дозволяє поглиблювати наші уявлення про єдність усіх форм і структур матеріального світу.

Вся сукупність матеріальних макрооб’єктів виникає із різноманітних сполучень мікрочастинок полів і речовин.

Основні поняття хімії та загальні принципи наукового хімічного мислення були сформовані у ХІХ сторіччі, вони базуються на попередніх успіхах природничого пізнання.

Саме в той час було одержано наукове обґрунтування атомно-молекулярного вчення: з’явилося експериментальне доведення об’єктивного існування атомів і молекул та їх складна організація (будова структур). Чітке визначення атомів та молекул було дано італійським вченим С. Канніцаро у 1858р. Ці визначення були прийняті у 1860 р. на І Міжнародному конгресі хіміків у м. Карлсрує.

Сучасним уявленням найбільш відповідають такі основні положення атомно-молекулярного вчення:

1. Різноманітність речовин обумовлена різними сполученнями атомів. При сполученні атомів можуть виникати речовини молекулярної будови (утворені молекулами) та асоціати: атомарні, іонні, металічні.

2. Структурні частинки речовин – молекули, іони, атоми – знаходяться на деякій відстані одна від одної та безперервно безладно рухаються, між ними діють сили взаємного притягання та відштовхування.

3. Молекули складаються з атомів. Структура молекул зберігається під час фізичних явищ та змінюється у хімічних реакціях.

4. Під час хімічних реакцій атоми зберігаються, але перегруповуються, внаслідок чого утворюються нові речовини.

Основні хімічні поняття

Розглянемо сучасний зміст основних понять хімії – «атом», «хімічний елемент», «проста» та «складна» речовина.

Атом – електронейтральна мікросистема, що складається з елементарних частинок: протонів, нейтронів та електронів. До центральної частини атома – ядра, області з позитивним зарядом, в якій зосереджена основна його маса, входять протони та нейтрони; оточення ядра – електронна оболонка з негативним зарядом.

Атом є елекронейтральним утворенням, оскільки позитивний заряд ядра, який відповідає числу протонів, співпадає з негативним зарядом електронної оболонки, що визначається числом електронів ( ).

Радіус атомів становить 10^{-10 м, він визначається розмитістю електронної оболонки, проте основна маса атома зосереджена в його ядрі, радіус якого в 10000 разів менший від розмірів атома.}

Індивідуальність кожного виду атомів визначається такими природними константами як:

- заряд ядра атома та його склад;

- маса;

- розміри атома ( ).

Атоми, що мають однаковий заряд ядра, належать до одного хімічного елемента. Кожний елемент має свою назву та символ. Заряд ядра атомів певного елемента співпадає з порядковим номером елемента в періодичній системі.

Атом є носієм властивостей хімічного елемента.

У зв’язаному стані хімічні елементи утворюють прості та складні речовини. Але формою існування речовин-інертних газів є атомарний стан (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Ra).

Атоми під час хімічних реакцій зберігаються, тобто розглядаються як хімічно неподільні частинки, проте в хімічних перетвореннях може змінюватись будова електронних оболонок атомів внаслідок обміну електронами між ними. Як результат, виникають іонні структури.

Прості речовини складаються з атомів одного елемента.

Складні речовини – це такі, що утворюються з атомів різних елементів.

За складом структурних ланок розрізняють речовини атомарної, молекулярної, іонної та металічної асоційованої будови.

Молекула – це найменше електронейтральне утворення, здатне до самостійного існування, складене з атомів, зв’язаних валентними силами, яке є носієм хімічних властивостей речовин з молекулярною будовою.

Склад молекул (співвідношення між числом атомів елементів у речовині) пояснюється валентністю атомів, які утворюють формульну одиницю.

Валентність – здатність атома приєднувати певну число інших атомів.

Валентність водню прийнята за одиницю та позначається . Якщо атоми деякого елемента приєднують один атом водню, то цей елемент – одновалентний. Атоми Флуору (F) та атоми лужних металів (Li, Na, K, Rb, Cs) завжди виявляють сталу валентність І. При складанні хімічних формул сполук, які утворені одновалентними атомами, завжди зберігається співвідношення числа атомів 1:1, наприклад: HF, NaH.

Елементи, атоми яких виявляють сталу валентність : О, Cd, Sr, Zn, Ca, Mg, Ba, Be. У формульних одиницях на один атом двовалентного елемента припадає два атоми одновалентних елементів (CaH₂, MgF₂, H₂O, Na₂O), а при з’єднанні (сполученні) двох двовалентних атомів співвідношення їх чисел становить 1:1, наприклад CaO.

Елементи, атоми яких є трьохвалентними (Al, Ga), з’єднуються з одновалентними атомами у співвідношенні 1:3 (наприклад, AlH₃, GaF₃), а при утворенні сполук з двовалентними атомами співвідношення їх числа становить 2:3 (наприклад, Al₂O₃). Атоми більшості елементів виявляють змінну валентність. При складанні хімічних формул для елементів зі змінною валентністю наводять її значення римською цифрою в дужках після символу елемента. Добуток числа атомів одного елемента на його валентність завжди дорівнює добутку валентності іншого елемента на число його атомів.

Приклад. Скласти формулу сполуки Мангану (VII) з Оксигеном. Валентність Мангану , а Оксигену – . Знаходимо найменше спільне кратне (НСК) для цих чисел: НСК = 2·7 = 14. Тоді число атомів Мангану у сполуці дорівнює:

НСК : Z(Mn) = 14 : 7 = 2.

А число атомів Оксигену обчислюється як:

НСК : Z(О) = 14 : 2 = 7.

Відповідно формула сполуки .

При складанні формул багатоелементних сполук, визначають валентний стан атомів, застосовуючи поняття ступеня окиснення.

Ступінь окиснення (с.о.) елемента – це умовний заряд атома в молекулі чи кристалі кратний заряду електрона, якщо припустити, що молекула чи кристал складаються тільки з іонів, утворення яких здійснюється при перерозподілі електронів.

Ступінь окиснення елемента має знак «-», якщо його атоми мають більшу відносну електронегативність (здатні у зв’язаному стані відтягувати на себе електрони, що беруть участь в утворенні зв’язків з іншими атомами). Всі інші атоми з меншою електронегативністю набувають позитивних ступенів окиснення. В молекулі алгебраїчна сума ступенів окиснення елементів з урахуванням числа їх атомів дорівнює нулю.

Ступінь окиснення елементів у більшості сполук можна визначити, якщо знати сталі (незмінні) ступені окиснення, властиві деяким елементам. При цьому застосовують такі правила:

1) атоми елементів в простих речовинах мають ступінь окиснення 0: H₂⁰, F₂⁰, N₂⁰, C⁰, S⁰, Me⁰ (Fe⁰, Al⁰ та ін.);

2) всі метали в сполуках мають додатні ступені окиснення: для лужних металів +1 (Li⁺¹, Na⁺¹, K⁺¹, Rb⁺¹, Cs⁺¹); для s-елементів ІІ групи +2 (Be⁺², Mg⁺², Ca⁺², Sr⁺², Ba⁺²); для алюмінію та галію +3 (Al⁺³, Ga⁺³);

3) Гідроген (H) в сполуках з неметалами має с.о. +1 (H^+1F, H₂⁺¹O, H₂⁺¹S), в сполуках з металами с.о. Гідрогену -1 (NaH^-1, CaH₂^-1);

4) атом Флуору F в сполуках завжди має с.о. -1, тому що цей елемент має найбільше значення відносної електронегативності (ВЕН) в природі,
ВЕН(F) = 4,0;

5) Оксиген в сполуках має с.о. -2 (виключення – пероксидні сполуки, в яких виявляється ступінь окиснення -1: H₂⁺¹O₂^-1, Na₂⁺¹O₂^-1, а також дифторид Оксигену O⁺²F₂^-1, де його с.о. +2).

Приклад.

Визначити с.о. Сульфуру, Феруму та Фосфору у сполуках Na₂S₂O₇, BaFeO₄ та Na₂HPO₃. Використовуючи відомі сталі ступені окиснення елементів Барію: +2; Натрію: +1; Гідрогену: +1 та Оксигену: -2, треба скласти алгебраїчні рівняння, врахувавши, що сумарне значення усіх ступенів окиснення дорівнює «0»:

Na₂⁺¹S₂^XO₇^-2 : (+1) + 2x + 7(-2) = 0, x = +6.

Ba⁺²Fe^XO₄^-2 : 1(+2) + x + 4(-2) = 0, x = +6.

Na₂⁺¹H⁺¹PO₃^-2 : 2(+1) + 1(+1) + x + 3(-2) = 0, x = +5.

Вчення про еквівалент

Еквівалент елемента( )– це реальна чи умовна часточка, яка припадає на одиницю валентності. Під час хімічної взаємодії еквіваленти з’єднуються без залишку між собою, з атомом Гідрогену або заміщуються на інший еквівалент. Еквівалент елемента може являти собою частку багатовалентного атома ( ), а у випадку одиничної валентності – це буде цілий атом ( ). Z – число еквівалентності, що співпадає з валентністю атома елемента у сполуці та показує, яке число еквівалентів міститься у атомі елемента; Х – символ елемента.

Для одновалентних елементів (H, F, Li, K, Na, Cs) еквівалентами є цілі атоми: .

Для багатовалентнихелементів еквівалентами є частки їх атомів .

Наприклад, для визначення у сполуках NF₃, H₂O, AsF₃, SF₄, NO₂, які частинки є еквівалентами для кожного елемента, спочатку треба зазначити валентні стани атомів, вказати ті одновалентні утворення, що будуть відповідати визначенню еквівалента:

Таблиця 1. Визначення еквівалентів елементів у сполуках

Сполука	NF₃	H₂O	AsF₃	SF₄	NO₂
Валентність елементів	Z(F) = I Z(N) = III	Z(H) = I Z(O) = II	Z(F) = I Z(As) = III	Z(F) = I Z(S) = IV	Z(O) = II Z(N) = IV
Частинки, що є еквівалентом елемента	Цілий (один) атом Флуору	Цілий (один) атом Гідрогену	Цілий (один) атом Флуору	Цілий (один) атом Флуору	Половина атома Оксигену
Третина атома Нітрогену	Половина атома Оксигену	Третина атома Арсену	Четверта частина атома Сульфуру	Четверта частина атома Нітрогену

У кожній формульній одиниці (молекулі) число еквівалентів одного елемента завжди співпадає з числом еквівалентів іншого елемента. Так, наприклад, у молекулі NF₃ тричі повторюється сполучення еквівалента Флуору ( ) та еквівалента Нітрогену ( ):

Рис. 1. Сполучення еквівалентів при утворенні молекули NF₃.