Контрольні запитання:

1. Охарактеризуйте сили Ван дер Ваальса.

2. Що називається кристалічною ґраткою? Назвіть типи кристалічних ґраток.

3. Якими властивостями володіють речовини: вода, срібло, вуглекислий газ, графіт, кухонна сіль?

4. Як розчиняються у воді речовини з різним типом кристалічної гратки?

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. V, §§ 48-51 с. 157-163.

2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 3, §§ 25-26, с. 34-36.

Розділ 2. Загальні закономірності хімічних процесів. Тема 2.1. Реакції іонного обміну

План

1. Поняття про реакції іонного обміну.*

2. Умови перебігу реакцій іонного обміну:

2.1. Реакції з виділенням газу.*

2.2. Реакції з випаденням осаду.*

2.3. Реакції з утворенням слабкого електроліту*

1. Оскільки електроліти в розчинах розпадаються на йони, то і реакції електролітів повинні відбуватися між йонами.

Реакції йонного обміну – це реакції обміну в розчині за участю йонів.

Приклад: реакції між розчинами FeCl₃ i KOH; Pb(NO₃)₂ i H₂SO₄

Для реакцій йонного обміну складають 3 рівняння реакцій: молекулярне, повне йонне і скорочене йонне.

Приклад:

1) записати рівняння реакції в молекулярному вигляді: FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

2) переписати це рівняння, зобразивши речовини, що добре дисоціюють, у вигляді йонів, а ті, що виходять зі сфери реакції, - у вигляді молекул:

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ +3OH^- → Fe(OH)₃↓ + 3Na⁺ +3Cl^-

Це йонне рівняння реакції.

3) виключити з обох частин йонного рівняння однакові іони, тобто іони, які не беруть участі в реакції (вони підкреслені): Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ +3OH^- → Fe(OH)₃↓ + 3Na⁺ +3Cl^-

4) записати рівняння в скороченому вигляді: Fe³⁺ +3OH^- → Fe(OH)₃↓

2. Умови, за яких реакції йонного обміну від буваються в одному напрямку:

1. виділення газу;

2. випадення осаду;

3. утворення слабкого електроліту

2.1. Реакції з виділенням газу

Приклад:

K₂CO₃ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

2K⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2K⁺ + SO₄^2- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

2.2. Реакції з утворенням осаду

Приклад:

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺ + 2Cl^- + 2H⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

2.3. Реакції з утворенням слабкого електроліту (води)

Приклад:

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄↓ + 2H₂O

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2Na⁺+ SO₄^2- + 2H₂O

OH^- + H⁺ → H₂O

Контрольні запитання:

1. Які реакції називаються реакціями йонного обміну?

2. Умови проходження реакцій йонного обміну до кінця.

3. Скласти рівняння йонного обміну в трьох формах між речовинами:

а) натрій силікат та хлоридна кислота;

б) натрій карбонатом та нітратною кислотою;

в) калій гідроксидом та сульфітною кислотою.

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. - Гл. VІІІ, § 88 с. 246-249.

2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 5, §44, 14, с. 52-53.

Тема 2.2. Окисно-відновні реакції

План

1. Поняття про ступінь окиснення. Правила визначення ступенів окиснення.*

2. Поняття про окисно-відновні реакції. *

3. Типи окисно-відновних реакцій.*

4. Метод електронного балансу.**

1. Ступінь окиснення – це умовний заряд атома в речовині за умови, що всі зв’язки іонні.

Ступінь окиснення складається з двох частин:

1. знаку (якщо + - атом віддав електрони; якщо – - атом приєднав електрони)

2. з числа (воно означає число електронів, зміщених від атома даного елемента до атома іншого елемента)

Правила для визначення С.О.:

1. С.О. атома елемента у вільному стані дорівнює 0.

2. С.О. Гідрогену дорівнює +1, а в гідридах металів дорівнює -1.

3. С.О. Оксигену дорівнює -2, тільки в OF₂ дорівнює +2, в пероксидах -1.

4. С.О. усіх атомів в сполуці дорівнює 0.

5. С.О. усіх атомів в йоні дорівнює його заряду.

6. С.О. може бути дробним числом.

3. Окисно-відновні реакції – це реакції, які відбуваються зі зміною ступеня окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Під час окисно-відновних реакцій одночасно відбувається 2 процеси – окиснення і відновлення.

Окиснення – процес віддачі електронів атомом, молекулою або йоном.

Відновлення – процес приєднання електронів атомом, молекулою або йоном.

Окисник – частинка, що приєднує електрони (неметали з високою електронегативнстю; катіони; йони та молекули, що місять елемент з високим с.о.)

Відновник – частинка, що віддає електрони (метали; аніони; неметали з невисокою електронегативність; йони та молекули, що містять атоми з невисоким (проміжним) с.о.)

3. Типи ОВР:

1. Міжмолекулярні (ступінь окиснення змінюють атоми, що входять до складу різних вихідних речовин)

_{0 +2 0 +1}

Пр.: H₂ + CuO → Cu + H₂O

2. Внутрішньомолекулярні (атоми, що змінюють с.о., входять до складу однієї сполуки)

_{+1 -2 - 1 0}

Пр.: 2KClO→ 2KCl + O₂

3. Реакції диспропорціонування (атоми одного й того самого елемента з певним с.о. є як окисниками, так і відновниками)

_{+1 +2 0}

Пр.: 2CuI→ CuI₂ + Cu

4. Коефіцієнти в ОВР розставляються методом електронного балансу.

_{+5 -2 +4 0}

Cu(NO₃)₂ → CuO + NO₂ + O₂

_{-2 0}

2O – 4e → O₂ 1 відновник окиснюється

_{+5 +4}

N + 1e → N 4 окисник відновлюється

Підставляємо знайдені коефіцієнти у схему реакції:

2Cu(NO₃)₂ → CuO + 4NO₂ + O₂

Підбираємо коефіцієнт перед формулою CuO:

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂