Заряд простых и сложных ионов. 1 страница

Заряд простого (одноатомного) иона – это степень окисления данного элемента в соединении (Na⁺¹CL^-1, K⁺¹₂S^-2состоят из простых ионов).

Общий заряд сложного иона, состоящего из атомов нескольких элементов, равен алгебраической сумме зарядов всех атомов в ионе:

а) катион аммония (N^-3H⁺¹₄)¹⁺ (NH₄)¹¹+ (-3+4=+1)

б) гидроксильная группа (O^-2H⁺¹) ^1- (OH)^1-

с) при определении общего заряда кислотного остатка удобно пользоваться следующим эмпирическим правилом: общий заряд кислотного остатка всегда отрицательный и равен числу атомов водорода, которые необходимо отнять от молекулы кислоты до получения данного остатка. Например, фосфорная кислота H₃PO₄образует следующие кислотные остатки:

(H₂PO₄)^1-- отнят 1 атом водорода от кислоты, заряд (1-)

(HPO ₄)^2- - отнимают 2 атома водорода от кислоты, заряд (2-)

(PO₄)^3-- отняли 3 атома водорода от кислоты, заряд (3-)

д) При определении общего заряда остатка от основания удобно пользоваться следующим эмпирическими правилами: общий заряд остатка основания всегда положительный и равен числу гидроксильных групп, которые необходимо отнять от молекулы основания до получения данного остатка.

Например, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃образует три остатка от основания.

[Fe(OH)₂] ¹⁺– отняли гидроксогруппу от молекулы основания, заряд остатка (1+).

[FeOH] ²⁺- отняли 2 гидроксогруппы от молекулы основания, заряд остатка (2+).

Fe³⁺- отняли 3 гидроксогруппы от молекулы основания, заряд остатка (3+).

Вопросы для самоконтроля:

1. Что называется химическую связь? Какие типы связи вы знаете?

2. Как объяснил образование ковалентной связи Т. Льюис?

3. Что происходит с электронными облаками при образовании ковалентной связи?

4. Что представляет собой область перекрывания электронных облаков?

5. Какие связи называются сигма - связями; π – связями?

6. Что характеризует кратность связи?

7. Какие связи называются двойными, тройными?

8. Какая связь называется неполярной; полярной?

9. Какая связь называется донорно-акцепторной? При перекрывании, каких орбиталей образуется донорно-акцепторная связь?

10. Ионная связь. Между атомами, каких элементов они образуются?

11. Какой заряд имеют ионы металлов? В какие ионы превращаются атомы неметаллов при присоединении электронов?

12. Что называется металлической связью? Образование металлической связи.

13. Что такое диполь?

14. С атомами, каких элементов атом водорода обычно образует водородные связи?

15. Какие виды взаимодействия обусловливают образование водородной связи?

Лекция № 5

Тема: Строение веществ неорганической природы.

План

1. Строение веществ неорганической природы.

2. Вещества постоянного и переменного состава.

3. Химическая связь и кристаллические решетки.

4. Многообразие химических веществ и систем.

1. Строение веществ неорганической природы.

Вещество - форма материи, состоящая из частиц, которые имеют массу покоя, например, атомов, молекул, ионов. Число природных и синтезированных веществ составляют более 20 млн. Каждое из них при данных условиях обладает определенной совокупностью физических и химических свойств.

Физические свойства веществ - это агрегатное состояние (твердое, жидкое, газообразное); температура кипения (температура, при которой вещество переходит из жидкого в газообразное состояние, или наоборот); температура плавления (температура, при которой вещество переходит из твердого в жидкое агрегатное состояние или наоборот); плотность (выраженная

3 3

в г/см , кг/дм и др.); растворимость (способность одного вещества растворяться в другом); цвет, запах, вкус и др.

Вещество обладает и совокупностью химических свойств, т.е. способностью вещества при определенных условиях или при взаимодействии с другими веществами образовывать новые вещества.

Строение веществ неорганической природы.

Большинство неорганических веществ имеет немолекулярное строение, поэтому они обладают высокими температурами плавления и кипения. Неорганические вещества не содержат углерода. К неорганическим веществам относятся: металлы (Са, К, Na и др.), неметаллы, благородные газы (Не, Ne, Аг, Кг, Хе и др.), амфотерные простые вещества (Fe, Al, Мп и др.), оксиды (различные соединения с кислородом), гидроксиды, соли и бинарные соединения.

К неорганическим веществам относится вода. Она является универсальным растворителем и имеет высокие теплоемкость и теплопроводность. Вода - это источник и кислорода и водорода; основная среда для протекания биохимических и химических реакций.

Количество известных неорганических соединений исчисляется сотнями тысяч.

Состав неорганических веществ представлен большинством химических элементов периодической системы.

— Большинство химических связей имеет ионный характер.

— Многие неорганические соединения устойчивы к сильному нагреванию.

— Образуют неживую часть Земли (гидросферу, литосферу, атмосферу).

2. Вещества постоянного и переменного состава.

Состав молекулы любого вещества отражается химической формулой вещества. Химические формулы показывают качественный и количественный состав молекул.

Закон постоянства состава вещества был открыт французским ученым Прустом в 1808 г. Вот как этот закон звучал в его изложении: «От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании. Во всем мире есть лишь одна киноварь».

Современная формулировка закона: каждое химическое чистое вещество с молекулярным строением независимо от места нахождения и способа получения имеет один и тот же постоянный качественный и количественный состав.

Закон постоянства вещества вытекает из атомно-молекулярного учения. Вещества с молекулярной структурой состоят из одинаковых молекул, потому и состав таких веществ постоянен. При образовании из двух элементов нескольких соединений атомы этих элементов соединяются друг с другом в молекулы различного, но определенного состава. Например, азот с кислородом образует шесть соединений.

В начале XX века выяснилось, что соединения переменного состава встречаются не только среди соединений металлов друг с другом, но и среди других твердых тел, например оксидов, сульфидов, нитридов, карбидов и других неорганических веществ, имеющих кристаллическую структуру. Для многих соединений переменного состава установлены пределы, в которых может изменяться их состав. Так, в диоксиде титана ТЮ2 на единицу массы титана может приходиться от 0,65 до 0,67 единиц массы кислорода, что соответствует формуле ТЮ 1,9 - 2,0. Конечно, такого рода формулы указывают не состав молекулы. Таким образом в формулировку закона постоянства состава вносится уточнение. Состав молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул является постоянным независимо от способа получения. Состав соединений с атомной, ионной и металлической решеткой не является постоянным и зависит от условий получения.

Соединения переменного состава имеют не молекулярную, а атомную структуру, и отражают только границы состава вещества. Пределы возможного изменения состава у различных соединений различны. Кроме того, они изменяются с изменением температуры. Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений переменного состава, то в этом случае будет неприменим и закон кратных отношений. Например, титан образует с кислородом несколько оксидов переменного состава, важнейшими из которых являются ТЮ 1,46 - 1,56 и ТЮ 1,9 -2,0. Ясно, что в этом и в подобных случаях закон кратных отношений не соблюдается. Не соблюдается закон кратных отношений и в случае веществ, молекулы которых состоят из большого числа атомов. Например, известны углеводороды, имеющие формулы С20Н42

и C21H44. Числа единиц массы водорода, приходящихся в этих и подобных им соединениях на одну единицу массы углерода, относятся друг к другу как целые числа, но назвать эти числа небольшими нельзя.

Соединения переменного состава (твердые растворы, смешанные кристаллы, изоморфные смеси). Кроме химических соединений постоянного состава, получаемых обычно в лабораториях с использованием чистых исходных компонентов, существует огромное множество таких соединений, состав которых не является постоянным, а колеблется то в узких, то в более широких пределах, причем эти колебания состава не могут быть объяснены наличием каких-либо механических примесей посторонних веществ. Наоборот, колеблющийся состав соединении с кристаллохимической точки зрения находит объяснение в растворимости составных компонентов в данном соединении.

Такие химические образования получили название соединений переменного состава. Среди минералов соединения переменного состава составляют большинство. Существование веществ (фаз) переменного состава кажется вполне естественным, если речь идет о жидких растворах, состав которых определяется соотношением количеств растворенного вещества и растворителя. Таким образом, состав раствора колеблется в пределах от чистого растворителя до насыщенного раствора; он может быть любым из непрерывного множества возможных составов в пределах, зависящих от температуры и давления. Способность кристаллических веществ различного состава образовывать непрерывно меняющиеся по составу соединения одинаковой кристаллической структуры основана на изоморфизме, т.е. свойстве атомов различных элементов заменять друг друга в твердых химических соединениях.

Системы с изоморфными замещениями могут быть более чем двухкомпонентными. В случае таких систем речь идет уже не о рядах, а о полях и целых областях изоморфной смесимости, как это характерно, например, для полевых шпатов при высоких температурах, когда смешению подвергаются плагиоклазы и калиевые полевые шпаты. Ионные радиусы в вертикальных группах периодической системы элементов возрастают с увеличением порядкового номера и уменьшаются в горизонтальном направлении с увеличением номера группы (т.е. с увеличением валентности). На этом основании А.Е. Ферсманом выведен закон диагональных рядов изоморфных ионов в периодической системе элементов, справедливый для левой ее части. В природных соединениях нередко наблюдается, что литиевые минералы, например, содержат изоморфные примеси магния, магниевые минералы - примеси скандия, натриевые - примеси кальция, кальциевые - примеси иттрия и т.д.

3. Химическая связь и кристаллические решетки.

Кристаллические решетки

Металлические	Ионные	Атомные	Молекулярные

В узлах или + ионы, или атомы, а в промежутках электроны (металлы)	В узлах чередуются + и - ионы; это соединения с ионной связью (оксиды, соли)	В узлах - атомы, ковалентно связанные друг с другом (простые вещества -неметаллы)	В узлах - молекулы; такие решетки образуют соединения с неполярной (0₂, CI2) и полярной (Н₂0, НС1) связью.

Высокие t_njl и твердость, металлический блеск, электропроводность	Высокие твердость и тугоплавкость, малая летучесть	Высокие t_njl прочность и твердость, нерастворимость в жидкостях	Малая твердость, низкие t_nj, нерастворимость в воде, не проводят электрический ток

4. Многообразие химических веществ.

Известно более 20 миллионов веществ. Химики ежедневно синтезируют новые соединения. Вещества могут быть простыми и сложными. В состав простых веществ входят атомы только одного элемента. Вещества, молекулы которых состоят из атомов различных элементов, связанных между собой постоянными соотношениями, называют сложными веществами. Сложные вещества также называют химическими соединениями. Например, в состав кислорода 0₂ входят атомы только кислорода. Кислород относится к простым веществам. В состав углекислого газа СО2 входят атомы различных элементов: один атом углерода и два атома кислорода. Углекислый газ относится к числу сложных веществ. Очень важно различать понятия «химический элемент» и «простое вещество». Например, углерод как химический элемент - это просто вид атомов, имеет заряд ядра плюс шесть, он может входить в состав простых веществ (графит, алмаз и др.). Или сложных веществ (пищевая сода NaHC0₃, мел СаС0₃). Кроме того, необходимо различать понятие «смесь» и «сложное вещество». Вещества, входящие в состав смеси, сохраняют свои индивидуальные свойства, тогда как свойства сложного вещества существенно отличаются от свойств простых веществ, образованных теми же химическими элементами.

По своим свойствам простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Четкой границы между металлами и неметаллами не существует. Металлы - это ковкие пластические вещества, имеющие металлический блеск, способны проводить тепло и электричество. Общие свойства металлов объясняются их подобным внутренним строением. Их атомы образуют особый тип атомных

кристаллов, называемых металлическими кристаллами. Неметаллы - это химические элементы, образующие в свободном состоянии простые вещества, не проявляют физических свойств металлов. Неметаллы не имеют такого сходства в свойствах, как металлы. Например, такие металлы как алюминии, железо, серебро должны иметь серебристо-белый или серый цвет, металлический блеск. Сравним некоторые неметаллы: водород - газ, сера - твердое вещество, алмаз - очень прочный, но хрупкий.

Для всех металлов характерно немолекулярное строение. Для неметаллов наиболее характерна молекулярное строение, но встречаются неметаллы и атомного строения (алмаз и кремний). В периодической системе металлических элементов значительно больше, чем неметаллических. Неметаллические элементы в основном расположены в правой части периодической системы. Многообразие химических систем.

Системой в химии принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ. При этом системе противопоставляется среда - вещества, окружающие систему. Обычно система физически ограничена от среды. Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы, гетерогенной - система, состоящая из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства, изменяются скачком. Примером гомогенной системы может служить любая газовая смесь (все газы при не очень высоких давлениях неограниченно растворяются друг в друге), хотя бы смесь азота с кислородом. Другим примером гомогенной системы может служить раствор нескольких веществ в одном растворителе, например раствор хлорида натрия, сульфата магния, азота и кислорода в воде. В каждом из этих двух случаев система состоит только из одной фазы, из газовой фазы в первом примере и из водного раствора во втором. В качестве примеров гетерогенных систем можно привести следующие системы: вода со льдом, насыщенный раствор с осадком, уголь и сера в атмосфере воздуха. В последнем случае система состоит из трех фаз: двух твердых и одной газовой. Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно.

Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы. Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы.

Вопросы для самоподготовки:

1. Раскройте понятие «Вещество».

2. Какими свойствами обладает вещество?

3. Каково строение вещества неорганической природы.

4. Приведите примеры соединений, имеющих постоянный состав.

5. Сформулируйте закон постоянства состава вещества.

6. Приведите примеры соединений, имеющих непостоянный состав.

7. Покажите взаимосвязь между химической связью и типом кристаллической решетки?

8. Чем объяснить многообразие химических веществ?

9. Чем объяснить многообразие химических систем?

Лекция № 6.

Тема: Классификация, состав, номенклатура оксидов, кислот, оснований. Способы получения и их химические свойства.

План:

I. Оксиды.

1. Классификация и номенклатура оксидов.

2. Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

а) кислотно-основные свойства;

б) окислительно-восстановительные свойства

5. Способы получения.

II. Основания.

1. Классификация и номенклатура оснований.

2. Физические свойства оснований.

3. Химические свойства оснований:

а) реакции нейтрализации;

б) свойства нерастворимых оснований;

в) свойства растворимых оснований.

4. Способы получения:

а) щелочей;

б) не растворимых оснований.

III. Кислоты.

1. Классификация и номенклатура кислот.

2. Физические свойства кислот.

3. Химические свойства:

а) общие свойства;

б) специфические свойства.

4. Способы получения.

I. Оксиды.

1. Классификация и номенклатура оксидов.

Оксиды - соединения двух элементов, один из которых кислород в степени окисления - 2.

Оксиды	Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) СО, SiO, N₂O, NO
Солеобразующие
Основные	Амфотерные	Кислотные
Оксиды, гидраты которых являются основаниями. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na₂O - оксид натрия, СuО - оксид меди (II), Мn₂О₃ - оксид марганца (III)	Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl₂Оз - оксид алюминия, Сr₂О₃ - оксид хрома (III), МnО₂ - оксид марганца (IV).	Оксиды, гидраты которых являются кислородосодержащими кислотами. Оксиды неметаллов. Пример: Р₂O₃ - оксид фосфора(Ш), N₂O₅ - оксид азота (V), SO₃ - оксид серы (VI). Оксиды металлов со степенями окисления +5,+6,+7. Пример: Sb₂O₅ - оксид сурьмы (V), СгОз - оксид хрома (VI), Мn₂О₇- оксид марганца (VII).

2. Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла.

₊₂ СrO (осн.)	₊₃ Cr₂O₃ (амф.)	₊₆ СrО₃ (кисл.)
₊₂ MnO, (осн.) ₊₃ Mn₂O₃	₊₄ МпO₂	₊₆ МnO₃, (кисл.) ₊₇ Mn₂O₇

3. Физические свойства. Агрегатное состояние

Твердые	Жидкие	Газообразные
CaO, CuO, Li₂O и др. осн. оксиды; ZnO, A1₂O₃, Cr₂O₃ и др. амф. оксиды; SiO₂, Р₂О₅, СгОз и др. кисл. оксиды	SО₃, С1₂О₇, Мn₂О₇и др.	CO_2,SO_2,N₂O, NO₂ и др.

Растворимость в воде

Растворимые	Нерастворимые
а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов; б) практически все кислотные оксиды (исключение SiО₂)	а) все остальные основные оксиды; б) все амфотерные оксиды; в) SiО₂

4. Химические свойства.

а) кислотно-основные свойства.

Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:

Примеры:

Только для оксидов щелочных и щелочноземельных металлов (кроме SiО₂)

СаО (основный оксид) + Н₂O = Са(ОН)₂ (основание)

SO₃ (кислотный оксид) + Н₂O = H₂SО₄ – кислота

СаО (основный оксид) + SO₃ (кислотный оксид) = CaSО₄ (соль)

СаО (основный оксид) + H₂SО₄ = CaSО₄ (соль) + Н₂О

SО₃ (кислотный оксид) + Са(ОН)₂ = CaSО₄ (соль) + Н₂О

б) окислительно-восстановительные свойства

Если элемент имеет переменную степень окисления (со.), то его оксиды с
низкими со. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими
со. - окислительные.

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:

₊₂_t₊₄ 2CO + О₂ = 2CО₂ _t_{, кат.} _{+4 +6} 2SО₂ + О₂ 2SО₃ _{+2 +4} 2NО + О₂ = 2NО₂	Окисление оксидов с низкими со. до оксидов с высокими со. элементов.
_{+2 t}₊₄ CO + FeO = Fe + CО₂ _{+2 t +4} co + h₂o = h₂ + co₂	Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из них оксидов и водород из воды.

Примеры реакции, в которых оксиды выступают в роли окислителей:

_{+4 t +2} CO₂ + С = 2CO _{+6 +4} 3SO₃ + H₂S=4SO₂ + H₂O _{+4 t 0} CO₂ + 2Mg = С + 2MgO _{+2 t 0} CuO + H₂ = Cu + H₂O	Восстановление оксидов с высокими с.о. элементов до оксидов с низкими со. или до простых веществ
О _{+2 t 0} CuO + CH₃CH₂OH CH₃C + Cu + H₂O H О _{+1 t 0} Ag₂О + CH₃C NH₄OH СН₃СООН + 2Ag H	Использование. оксидов малоактивных металлов для окисления органических веществ.