- •1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Оксиди
- •Гідроксиди
- •2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1
- •3. Основні поняття та закони хімії. Атомно-молекулярне вчення Програмні питання
- •3.1. Основні поняття та закони хімії
- •3.2. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 3
- •Будова атома. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.1. Будова атома
- •Основні характеристики елементарних частинок
- •5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 5
- •Набір квантових чисел для електронів, які характеризуються станом 4d7
- •Набір квантових чисел для атома з електронною конфігурацією 1s22s22p63s23р2
- •2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
- •Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
- •7. Хімічний зв’язок. Будова молекул. Кристалічний стан речовини
- •7.1. Ковалентний хімічний зв’язок
- •Будова молекул
- •7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія
- •Кристалічний стан речовини
- •Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 7
- •Валентність Брому і за електронною конфігурацією
- •Елементи хімічної термодинаміки Програмні питання
- •9.1. Короткі теоретичні відомості
- •9.2. Запитання для самостійної підготовки
- •10. Приклади розв’язання типових задач
- •32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;
- •Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
- •11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага Програмні питання
- •11.1. Кінетика хімічних процесів
- •11.2. Рівноважні процеси
- •Константа рівноваги
- •11.3. Запитання для самостійної підготовки
- •12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
- •За формулою (9.4) розраховуємо зміну вільної енергії Гіббса у хімічній реакції
- •13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів Програмні питання
- •Властивості розчинів неелектролітів
- •13.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 13
- •Тиск насиченої пари над розчином розраховуємо за формулою:
- •15. Розчини електролітів
- •15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів
- •15.2. Особливості розчинів електролітів
- •15.3. Напрям перебігу процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння
- •Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:
- •15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН
- •15.5. Добуток розчинності
- •15.6. Гідроліз солей
- •У молекулярному вигляді:
- •15.7. Запитання для самостійної підготовки
- •16. Приклади розв’язання типових задач
- •Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт
- •Стандартні ентальпії утворення , ентропії та енергії Гіббса утворення деяких речовин при 298 к
- •Інтегральні теплоти розчинення деяких речовин у воді
- •Список рекомендованої та додаткової літератури
-
Гідроксиди
Більшість оксидів прямо чи посередньо здатні утворювати гідратні сполуки гідроксиди. Залежно від їх хімічного характеру це можуть бути основи, кислоти або амфотерні гідроксиди.
Залежно від хімічної природи гідроксиди по-різному дисоціюють під дією полярних молекул води, що й дає можливість віднести їх до основ, кислот або амфотерних гідроксидів.
Дисоціація гідратних сполук може відбуватися за такими схемами:
-
за типом основи: Е(ОН)х Ех+ + хОН ;
-
за типом кислоти: НхЕОу хН+ + ЕОух ;
-
для амфотерного гідроксиду:
Ех+ + хОН Е(ОН)х хН+ + хЕОхх.
Характер дисоціації гідроксиду залежить від енергії, потрібної для розриву хімічного зв’язку між Ех+ та О2 або між О2 та Н+.
Основами називають гідратні сполуки основних оксидів. Загальна формула основ М(ОН)х, де М метал, наприклад: NaОН, KОН, Са(ОН)2, Fe(OH)2, Со(ОН)2, Іn(OH)3 тощо. Основою також називають водний розчин амоніаку NH3H2O (умовна формула NH4ОН).
Подібно до основних оксидів, основи здатні утворювати солі з кислотами та ангідридами кислот; між собою вони не реагують.
Основи, розчинні у воді, називають лугами. До них відносять гідратні сполуки лужних і лужноземельних металів (LiOH, NaОН, KОН, Са(ОН)2, Ва(ОН)2), а також гідроксид Талію.
На сьогодні такі основи, як AgOH, HgOH i Hg(OH)2 у вільному стані не виділено.
До головних способів одержання основ належать:
-
безпосереднє сполучення основного оксиду з водою (під час утворення лугу): Na2O + H2O = 2NaOH
-
взаємодія лужного або лужноземельного металу з водою (порівняно малопоширений спосіб):
Na + H2O = 2NaOH + H2
-
взаємодія солей з лугами: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4
4) електроліз водних розчинів солей: 2NaCl + 2H2O= H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH
Кислотами називають гідратні сполуки кислотних оксидів (оксигенвмісні кислоти), а також водні розчини деяких гідрогенних сполук неметалів безоксигенні кислоти: H2S, HCl, HBr, HCN, HI тощо). Вони мають іон Гідрогену Н+, здатний заміщуватись катіоном металу або амонійною групою NH4+ під час утворення солі.
Загальна формула оксигенвмісних кислот HxEnOy, наприклад, HNO3, H2SO4, H3PO4, H2Cr2O7 тощо.
Основність кислоти визначається кількістю атомів Гідрогену в молекулі кислоти, які можуть бути заміщені на катіон металу (або на групу NH4+). Розрізняють одноосновні (наприклад, HCl, HBr, HNO3), двохосновні (наприклад, H2SO4, H2SO3, H2S, H2CO3), трьохосновні (наприклад, H3PO4, H3AsO4) або чотирьохосновні (наприклад, H4SiO4) кислоти.
Іноді кількість атомів Гідрогену в молекулі кислоти не відповідає її основності. Це стосується зокрема органічних кислот, наприклад, ацетатна кислота (Н4С2О2) одноосновна:
О
Н3С С
О Н
Оксигенвмісну кислоту можна подати як nЕxОу mH2O, де х та у залежать від ступеня окиснення елемента Е, а n та m – від типу кислоти. Залежно від співвідношення між кількістю молекул ангідриду і води розрізняють метакислоти, ортокислоти, пірокислоти та полікислоти.
Метакислота – це хімічна сполука, яка містить одну молекулу ангідриду та одну молекулу води (незалежно від способу її утворення), наприклад,
H2CO3 СО2 Н2О.
Ортокислоту можна розглядати як хімічну сполуку, утворену однією
молекулою метакислоти та однією молекулою води, наприклад:
НРО3 Н2О H3PO4
метакислота ортокислота
або Р2О5 3Н2О 2H3PO4.
Пірокислотами називають похідні орто- та метакислот, що утворилися внаслідок віднімання однієї молекули води від двох молекул кислоти:
2H3PO4 H4P2O7 + Н2О;
2H2SiO3 H2Si2O5 + Н2О.
Полікислоти – це хімічні сполуки двох (іноді трьох або більше) молекул ангідриду з однією або кількома молекулами води, наприклад:
H4Si3O8 або 3SiО2 2Н2О;
H2B4O7 або 2В2О3 Н2О.
Значну кількість полікислот утворюють Силіцій, Вольфрам, Молібден та деякі інші елементи.
До найпоширеніших способів одержання кислот належать:
-
безпосередня взаємодія кислотного оксиду з водою:
SO3 + H2O = H2SO4
N2O5 + H2O = 2HNO3
-
взаємодія солі слабкої кислоти з сильною кислотою:
Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3↓ + Na2SO4
-
Безоксигенвмісні кислоти одержують безпосередньою взаємодією водню з неметалом та наступним розчиненням одержаної сполуки у воді:
Cl2 + H2 = 2HCl
S + H2 = H2S
-
Солі
Солі – продукти повного або часткового заміщення атомів Гідрогену кислоти атомами металу, амонійною групою NH4+ або гідроксокатіонами FeOH+, Fe(OH)2+, ZnOH+, CuOH+ тощо. Крім катіонів металу, амонію або гідроксокатіонів, солі містять аніони кислотних залишків.
Розрізняють три типи солей: середні, кислі та основні.
Середні солі – продукти повного заміщення атомів Гідрогену кислоти металом (або групою NH4+). Ці солі можна розглядати як продукт повного заміщення гідроксильних груп основи кислотними залишками, наприклад: NH4Cl, CuCl2, Fe2(SO4)3 та ін.
Кислі солі – продукти неповного заміщення атомів Гідрогену багатоосновної кислоти атомами металу або амонійною групою. Приклади кислих солей: калію гідросульфід KHS, амонію гідросульфат NH4HSO4, натрію гідрокарбонат NaHCO3, феруму (ІІ) гідрокарбонат Fe(HCO3)2, калію дигідрофосфат KН2РО4 тощо. Кислі солі за хімічними властивостями дещо нагадують кислоти, тому під впливом лугів вони перетворюються на середні:
KH2PO4 + 2KOH = K3PO4 + 2H2O,
тобто відбувається реакція нейтралізації кислої солі.
Наявність у формулі солі атомів Гідрогену ще не означає, що вона належить до кислих солей: у деяких сполуках не всі атоми Гідрогену кислоти здатні заміщуватись на атоми металу. Наприклад, сіль Na2HРO3 – середня, оскільки кислота Н3РО3 двохосновна, і на метал можуть заміщуватись лише два атоми Гідрогену.
Основні солі – продукт неповного заміщення гідроксильних груп основи аніонами кислотних залишків. Наприклад, купруму (II) гідроксохлорид (CuОН)Cl, феруму (ІІI) гідроксокарбонат (FeОH)CO3, цинку гідроксосульфат
(ZnOH)2SO4 тощо. Основні солі за хімічними властивостями дещо нагадують відповідні основи:
(ZnOH)2SO4 + H2SO4 = 2ZnSO4 + 2H2O,
тобто відбувається реакція нейтралізації основної солі.
Відомо багато способів одержання середніх солей, але практично використовують такі:
-
взаємодія основних або амфотерних оксидів з кислотними оксидами:
Na2O + SO3 = Na2SO4
ZnO + N2O5 = Zn(NO3)2
-
реакції основних або амфотерних оксидів з кислотами:
Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
-
взаємодія основ з кислотними оксидами або реакції між основами
та кислотами:
2NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O
-
реакції подвійного обміну між відповідними солями:
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3↓ + 2NaCl
-
взаємодія солі із сильними кислотами або лугами:
Na2CO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2↑
CuSO4 + NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2↓
-
взаємодія певних металів з кислотами, а в деяких випадках – і з лугами:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑
-
витіснення металу з його солі більш активним металом, який в електро-хімічному ряді металів стоїть лівіше за нього:
Zn + FeSO4 = ZnSO4 + Fe
-
утворення солей у разі безпосереднього сполучення металів і неметалів:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Ca + S = CaS
-
добування солей під час окисно-відновних реакцій:
Сu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O
Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 +2H2O