- •Методичні вказівки
- •Зміст модуля I
- •1. Основні хімічні поняття і стехіометричні закони
- •1.1. Предмет хімії і основні хімічні поняття
- •1.2. Основні закони хімічної взаємодії
- •1.3. Запитання для самоконтролю
- •1.4. Задачі для самоконтролю
- •2. Основні класи неорганічних сполук
- •2.1. Оксиди
- •2.2. Гідрати оксидів
- •2.2.1. Основи
- •2.2.2. Амфотерні гідроксиди
- •2.2.3. Кислоти
- •2.4. Запитання для самоконтролю
- •2.4. Задачі для самоконтролю
- •3. Будова атома. Періодичний закон д.І.Менделєєва
- •3.1. Загальні уявлення про будову атома, природа електрона і характеристики його стану в атомі
- •3.2. Квантові числа
- •3.3. Розподіл електронів в атомі, електронні й електронно-графічні формули елементів
- •3.4. Періодичний закон та періодична система елементів д.І.Менделєєва
- •3.5. Радіуси атомів та йонів елементів
- •3.6. Закономірності зміни енергетичних характеристик елементів.
- •Енергія йонізації
- •Енергія спорідненості до електрона
- •Електронегативність атомів
- •3.7. Запитання для самоконтролю
- •3.8. Задачі для самоконтролю
- •4. Хімічний зв’язок. Кристалічний стан речовин
- •4.1. Основні типи хімічного зв’язку. Ковалентний зв’язок
- •4.2. Іонний зв'язок
- •4.3. Металічний зв'язок
- •4.4. Водневий зв'язок
- •4.5. Міжмолекулярна взаємодія
- •4.6. Тверді тіла. Типи кристалічних граток
- •4.7. Запитання та задачі для самоконтролю
- •5. Основи хімічної термодинаміки
- •5.1. Основні термодинамічні поняття
- •5.2. Термохімія.
- •5.3. Напрям перебігу хімічних процесів.
- •5.4. Питання для самоконтролю
- •5.5. Задачі і вправи для самостійної роботи
- •6.Хімічна кінетика і рівновага
- •6.1. Загальні уявлення про швидкість хімічних реакцій
- •6.3. Закон діючих мас
- •6.4. Енергія активації
- •6.5. Вплив температури на швидкість реакції
- •6.6. Каталіз
- •6.7. Хімічна рівновага
- •6.8. Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу. Принцип ле Шательє
- •6.9. Запитання та задачі для самоконтролю
- •Список рекомендованої літератури
2.2. Гідрати оксидів
Важливу групу серед складних сполук становлять гідрати оксидів (гідроксиди) – продукти прямої або посередньої взаємодії оксидів з водою. Наприклад, основні оксиди утворюють з водою основні гідроксиди (основи), кислотні оксиди – кислотні гідроксиди (кислоти), а амфотерні оксиди – амфотерні гідроксиди (амфоліти). Склад гідроксидів виражають загальною формулою ЕОm(ОН)n (табл. 1.1) , де m=0…4, а n=1...6 у реально існуючих гідроксидів. Якщо m=0, то гідроксиди Е(ОН)n можуть мати як основний, так і кислотний характер, причому зі збільшенням ступеня окиснення елемента Е основні властивості послаблюються, а кислотні посилюються. Якщо m 0, то гідроксиди ЕОm(ОН)n мають винятково кислотні властивості, і зі зростанням m сила кислот зростає.
2.2.1. Основи
За теорією електролітичної дисоціації Арреніуса до основ належать сполуки, які складаються з катіонів (металів, амонію) і гідроксогруп ОН- , здатних заміщуватись на кислотний залишок, для їх назви ще часто використовують загальний термін гідроксиди: NaOH - гідроксид натрію, NH4OH- гідроксид амонію, Fe(OH)2 - гідроксид феруму (II), Fe(OH)3 - гідроксид феруму (III) і т.д. Основи ділять на розчинні у воді або луги (гідроксиди найбільш активних металів - лужних та лужноземельних) і практично нерозчинні - гідроксиди інших металів.
Носієм основних властивостей у водних розчинах є гідроксильні групи ОН- , які утворюються в процесі розчинення і електролітичної дисоціації вказаних сполук і зумовлюють мильні на дотик властивості розчину, забарвлення індикаторів і характерні хімічні властивості. Завдяки йонному зв'язку розчинні у воді гідроксиди металів (луги) практично повністю дисоціюють на йони і мають високу хімічну активність. Нерозчинні гідроксиди надсилають луже мало ионів ОН- у розчин і тому в хімічному відношенні досить інертні.
Всі без винятку основи взаємодіють з кислотами (реакція нейтралізації), внаслідок чого утворюються сіль і вода:
2NaOH + Н2SiОз = Na2Si03 + 2Н2О
Cu(OH)2 + 2НNО3 = Cu(N03)2 + 2Н2О
Крім того, луги взаємодіють з оксидами (кислотними і амфотерними):
Ва(ОН)2 + СО2 = ВаСО3 + Н2О
2КОН+Сr2О3 =2КСrО2 + Н2О
солями, витискуючи нерозчинні у воді й газоподібні продукти:
2NaOH+CuS04=Na2SO4+Cu(OH)2↓
Ba(OH)2+Na2SО4=2NaOH+BaS04↓
Ca(OH)2+2NH4Cl =СаС12+2Н20+2NНз↑
Більшість основ, крім гідроксидів лужних металів, при нагріванні розкладаються на відповідний оксид і воду:
2А1(ОН)3 АІ2О3 + ЗН2О; Са(ОН)2 СаО + Н2О
Луги добувають при взаємодії металу або його оксиду з водою, а також з солей шляхом обмінних реакцій з іншими лугами:
2Li +2Н2О = 2LiOH + Н2; СаО+Н20=Са(ОН)2
К2СО3 +Са(ОН)2 = 2КОН + СаСО3
Основи, які мають промислове значення (NaOH, KOH), одержують у великих масштабах електролізом водних розчинів їх солей:
2NaCl+2H20 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
катод анод
2.2.2. Амфотерні гідроксиди
Амфотерні гідроксиди – це гідрати амфотерних оксидів. В залежності від умов вони можуть відщеплювати при дисоціації йони H+ чи ОН- і, як і відповідні амфотерні оксиди, взаємодіють з кислотами і лугами. Але записують їх як основи: Zn(OH)2, AI(OH)3, Sn(OH)4. Коли амфотерний гідроксид взаємодіє з кислотою, проявляється його основна функція:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H20,
якщо ж до нього додавати луг, проявляється кислотна функція, і метал. що утворив амфотерний гідроксид, входить до складу кислотного залишку:
Сг(ОН)3 + NaOH = Na[Cr(OH)4] - у водному розчині,
Cr(OH)3+NaOH NaCiO2 +2H20 - при нагріванні.
Всі амфотерні гідроксиди металів нерозчинні у воді. Тому добувають їх з відповідних солей, витискуючи лугами. Але розчин лугу треба додавати обережно, невеликими порціями, бо осад гідроксиду, що утворюється, може розчинитися в надлишку лугу:
SnCl4 + 4NaOH=4NaCl + Sn(OH)4↓
Sn(OH)4+ 2NaOH= Na2[Sn(OH)6]
При нагріванні амфотерні гідроксиди втрачають воду і перетворюються на відповідні амфотерні оксиди. Ця реакція - необоротна.