1. Кисневі сполуки, сірки. Сірчана кислота, її властивості. Одержання і використання.

1.SO₂-сірчаний ангідрид,безбарвний газ з різким запахом. 2.SO₃-сульфур(VI)оксид. 1.Молекула анологічна будові молекули озону О₃ , але молекула відрізняється великою термічною стійкістю(t_плав-75,5^оС;t_кип-10,1^оС)-отримують спалюванням сірки та опаленням піріту. Розчинність діоксиду сірки у воді дуже велика (при н.у. біля 40 об’ємів SO₂ на 1 об’єм Н₂О). SO₂ отримують в лабораторіях під час дії кислот на сульфіти. 2. SO₃-трьохоксд сірки існує в виді декількох модифікацій.При охолодженні SO₃ твердіє в прозору масу,яка нагадує лід(льодовидна модифікація),яка при зберіганні перетворюється на азбестову модифікацію.Азбестова модифікація складається з зигзагообразних молекул(SO₃)₈ різної довжини.Через неоднорідність складу,азбестова модифікація не має чітко вираженоїтемператури плавлення.Структурні особливості модифікації SO₃ обумовлюють відмінність фізичних властивостей і хімічниї активності.Так у противагу льодовиковій азбестовидна модифікація менш летюча і менш активно взаємодіє з Н₂О.Сірчана кислота-двохосновна сильна кислота,яка відповідає ступені окиснення сірки +6. Хімічно чиста сульфатна кислота являє собою важку безбарвну маслянисту рідину. Продається звичайно її 96,5 % - ний водний розчин густиною 1,84 г/см3 або так званий «олеум», тобто розчин SO₃ в H₂SO₄. У воді H₂SO₄ розчиняється дуже добре (змішується з водою в необмежених кількостях). При цьому виділяється тепло, і розчин дуже сильно нагрівається (навіть до кипіння води). Тому при додаванні води до концентрованої сульфатної кислоти остання розбризкується внаслідок швидкого перетворення води в пару. Через це при розведенні концентрованої H₂SO₄ треба кислоту вливати у воду (а не навпаки!) тонким струменем при старанному розмішуванні розчину скляною паличкою. Виділення тепла обумовлюється утворенням гідратів H₂SO₄ •H₂O,H₂SO₄•2H2O і ін.Хімічні властивості:

Сульфатна кислота - у водних розчинах дисоціює майже повністю та відноситься до сильних кислот:

Н₂SО₄==2Н+SО₄²

Солі сульфатної кислоти мають назву сульфати.Наприклад:MgSО₄-Магній сульфат.

При дії розведеної сульфатної кислоти на метали,які у електрохімічному ряді активності металів розташовані ліворуч водню,виділяється водень.

Mg+Н₂SО₄=Н₂+MgSО₄

Сульфатна кислота реагує з основними оксидами, основами та солями.

ZnO+H₂SO₄ =ZnSO₄+H₂O

ZnO+2H+ +SO₄^2-=Zn²⁺+SO₄^2-+H₂O

ZnO+2H+=Zn²⁺+H2O

2NaOH+H₂SO₄=Na₂SO₄+2H₂O

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

H++OH^-=H₂O

Якісна реакція на сульфат-йон –утворення білого сірчистого осаду з солями Барію.

Н₂SО₄+2КОН=К₂SО₄+2Н₂О

Н₂SО₄+СаО=СаSО₄+Н₂О

К₂SО₄+Ва(NO₃)₂=BaSO₄+2KNO₃

Отримання Н₂SO₄:

1.Контактний метод-дозволяє отримати дуже чисту Н₂SO₄ будь-якої концентрації:

1)Перша стадія отримання SO₂: 2ZnS+3O₂ ––2ZnO+2SO₂

2)Доокиснення SO₂ до SO₃: 2SO₂+O₂––2SO₃ t>450^о

3)Взаємодія оксиду сірки(IV)з водою: SO₃+Н₂О––Н₂SO₄

4)З мінералу піриту: 4FeS₂+11O₂ ––Fe₂O₃+8SO₂

2SO₂+O₂ ––2SO₃

5)З залізного купоросу: Fe SO_4*7Н₂О––Fe₂O₃+2SO₂+7Н₂О+4O₂

SO₂+Н₂О+O₂––Н₂SO₄

При реакції SO₃ з Н₂О виділяється кількість тепла. Основну масу сульфітного ангідриду одержують при випалюванні піриту. Випалювання FeS₂ і спалювання сірки проводять у спеціальних печах. Значні кількості SO₂ одержують також як побічний продукт у кольоровій металургії при випалюванні сульфідних руд.Окиснення сульфітного ангідриду в сульфатний ангідрид здійснюють двома методами: контактним і нітрозним. Назва методу «контактний» походить від того, що окиснення SO₂ в SO₃ киснем відбувається при контакті (дотику) обох газів на поверхні твердого каталізатора. Від цього і сам метод добування сульфатної кислоти одержав назву контактного.Каталізатором при окисненні SO₂ в SO₃ контактним методом раніше служила лише роздрібнена платина. Тепер з цією метою використовують значно дешевий ванадійовий ангідрид V₂O₅ та інші каталізатори.

Застосування:

1)У виробництві мінеральних добрив.

2)Як електроліт в свинцевих акумоляторах.

3)У виробництві хімічного волокна,барвників,вибухових речовин.

4)У харчовій промисловості добавка E₅₁₃

5)У нафтовій,металообробній,текстильній,шкіряній.

2. Які властивості речовин називають амфотерністю? Показати за допомогою відповідних рівнянь реакцій в молекулярній та іонній формі, що гідроксиди цинку і алюмінію є амфотерними.

Амфотерні сполуки-сполуки,які утворюють солі при взаємодії,як з кислотами так із основами.

Амфотерність-здатність хімічних сполук виявляти кислотні,або основні властивості,залежно від природи речовин,з якими вони реагують.Амфотерна речовина, реагуючи з сильною кислотою, виявляє основні властивості, а реагуючи з сильною основою (лугом),—кислотні

1) Zn: 1) Zn(ОН)₂+2НСl––ZnСl₂+Н₂О

2) Zn(ОН)₂+2NaOH––Na₂[Zn(ОН)₄]

2) Al: 1) Al(ОН)₃+НСl–– AlСl₃+3Н₂О

2) Al(ОН)₃+3NaOH––Na₃[Al (ОН)₆]

3. Основні закони хімії: сталості маси та енергії; кратних відношень; сталості складу; закон еквівалентів.

1)Закон збереження маси: Маси речовин,що вступили у реакцію дорівнюють масі речовин,що утворились після рекції.З точки зору атомно-молекулярного вчення закон збереження маси речовин пояснюється тим, що під час хімічних реакцій загальна кількість атомів окремих елементів залишається незмінною, бо при хімічних перетвореннях речовин атоми не зникають безслідно і не утворюються з нічого, а тільки перегруповуються з молекул одних речовин у молекули інших речовин.

2)Закон збереження енергії: Якщо при утворенні будь-якої речовини виділяється(поглинається)деяка кількість теплоти,то при розкладі цієї сполуки у тих самих умовах та ж сама кількість теплоти поглинається(виділяється).

3)Закон кратних вагових відношень: Якщо два елементи утворюють декілька сполук,то ваговій кількості одного з них,яка приходиться на одну й ту ж кількість другого,відносяться між собою,як прості цілі числа.Відтак, елементи частіше з'єднуються між собою в певних масових кількостях, що відповідають їх еквівалентам.

4)Закон сталості складу: Яким би шляхом не була одержана хімічна сполука,вона завжди має постійний склад.Це пояснюється тим, що молекули кожної речовини завжди містять одну й ту ж кількість атомів тих самих елементів.Так, молекули води Н₂О завжди складаються з двох атомів водню і одного атома кисню, молекули сульфіда заліза FeS — з одного атома заліза і одного атома сірки.Коли б до складу молекул цих речовин входили атоми інших елементів або атоми тих самих елементів, але в іншій кількості, то ці речовини — і вода і сульфід заліза — були б іншими речовинами.Звідси випливає дуже важливий висновок: хімічний склад даної речовини не залежить від часу, місця і способу її одержання.

5)Закон еквівалентів: Елементи сполучаються,або взаємодіють один з одним в кількостях рівних,або пропорційних їх еквівалентів.Еквівалент-вагові кількості елементів.які сполучаються з 1,008 ваговими кількостями водню,або 8 кисню,або з відповідними кількостями інших елементів.

4. Будова атома. Теорія Бора.

1)Атом складається з ядра(дуже маленьке:діаметр складає 10^-6–10^-8 від діаметра атома.Важке:в ньому зосереджена практично вся маса атома) та електронної оболонки(займає практично весь об’єм атома.Маса складає незначну частину від маси атома).У центрі атома-ядро,електрони у полі ядра утримуються його позитивним зарядом,маючи негативне значення.Атоми складаються із елементарних частинок (протонів, електронів, та нейтронів). Маса атома в основному зосереджена в ядрі, тому більша частина об'єму відносно порожня. Ядро оточене електронами. Кількість електронів дорівнює кількості протонів у ядрі, кількість протонів визначає порядковий номер елемента в періодичній системі. У нейтральному атомі сумарний негативний заряд електронів дорівнює позитивному зарядові протонів.Атоми одного елемента з різною кількістю нейтронів називаються ізотопами.

2)Теорія Бора:

1)Електрон може обертатися навколо ядра не по будь-яким,а тільки по деяким визначеним колоподібним орбітам.Їх називають стаціонарними.

2)Рухаючись по стаціонарній орбіті,електрон не випромінює електромагнітної енергії.

3)Випромінення відбувається при стрибкоподібному переході електрона з однієї стаціонарної орбіти на іншу.При цьому виділяються,або поглинається квант електромагнітного випромінення,енергія якого дорівнює різниці енергії атома в кінцевому та вихідному станах.

5. Багатоелектронні атоми. . Розподіл електронів на енергетичних рівнях.

1)Багатоелектронні атоми-це атоми,які розміщені в 4,5,6,7 періодах.На відміну від попередніх періодів,вони мають по 18(IV,V)і 32(VI,VII)елемента

Принципи заповнення орбіталей:

1.Принцип Паулі:В атомі не може бути двох або більше електронів з однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел(n,l,m,s),тобто на кожній орбіталі може знаходиться не більше двох електронів(з протилежними “спинами”).

2.Правило Клечковського(принцип найменшої енергії).В основному стані кожний електрон розміщується так,щоб його енергія була минимальною.Чим менша сума(n + l),тим менше енергія орбіталі.При заданному значенні(n + l) найменшу енергию має орбіталь з меншим n.Енергия орбіталей зростає в ряду: 1s<2s<2p<3s<3p<4s~3d<4p<5s<4d<5p<6s~5d~4f<6p<7s~6d~5f<7p.

3. Правило Хунда сумарне спінове число електронів на даному підрівні повинне бути максимальним

6. Принцип Паулі. Правило Хунда. Максимальна кількість електронів в електронних оболонках і підоболонках. В якій послідовності заповнюються Зз, Зр, 36., 4$, 4р - підрівні?

Принцип Паулі: В атомі не може бути двох або більше електронів з однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел

Порядок заполнения электронных состояний определяется двумя принципами:

принцип Паули В атомі не може бути двох або більше електронів з однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел

принцип мінімума енергії: в основному стані атома електрон займає квантовий стан з найнищою можливістю енергії.Слід врахувати,що в наслідку взаємодії електронів один з одним значенням енергії залежать не тілько від головного квантового числа n,а й від орбітального l.

Совокупність електронів атома з заданними значенням головного квантового числа n робить електронну оболочку атома(ці електрони об’єднують близкі значення енергії та середня віддаленість від ядра)

Правило Хунда - сумарне спінове число електронів певного підшару,на даному підрівні,повинне бути максимальним. 1s²-2електрона; 2s²2p⁶-8електронів; 3s²3p⁶-8електронів; 4s²3d¹⁰4p⁶-18електронів; 5s²4d¹⁰5p⁶-18електронів

Конфігурація електронної оболонки,незбудженого атома,визначається зарядом його ядра.Електрони з однаковим значенням головного квантового числа n утворюють квантовий шар,близьким по розмірам хмар.Шари з n-1,2,3,4…позначаються відповідно літерами K,L,M,N.При віддалені від ядра ємність шарів збільшується й в відповідності зі значенням 2n²і складає:2(n=1,шар К),8(n=2,шар L),18(n=3,шар M),32(n=4,шар N.)…елементів.Найбільш стійкий стан атома,в якому електрони мають найнижчу енргію,тобто знаходяться в найближчих до ядра шарах.Послідовність енергетичних станів в порядку зростання енергії орбіталей багатоелектронного атома можна подати у виді наступного ряду:1s<2s<2p<3s<3p<4s~3d<4p<5s<4d<5p<6s~5d~4f<6p<7s~6d~5f<7p.

7. Основні характеристики хімічного зв'язку. Ковалентний зв'язок. Його характерні особливості. Метод валентних зв'язків (мвз).

Метод валентних зв'язків

Метод валентних зв'язків полягає в тому, що багатоелектронна хвильова функція для молекули утворюється з одноелектронних функцій (кожна електронна функція описує відповідний електрон молекули).Метод валентних зв'язків грунтується на положеннях: 1.Кожна пара атомів у молекулі утримується разом за допомогою електронних пар,тобто хімічний зв'язок, локалізований між двома атомами–двохелектронний і двохцентровий;він утворюється внаслідок перекривання атомних електронних хмар; 2.У місці перекривання електронних хмар, тобто у просторі між атомами, електронна густина максимальна. Метод валентних зв'язків дає більш наочне уявлення про будову молекул, характерні особливості ковалентного зв'язку (насиченість, напрямленість і полярність), тому він частіше застосовується для якісного розв'язання питань хімічного зв'язку. Основні характеристики хімічного зв’язку: 1.Енергія зв’язку(Е_зв)–міра стійкості хімічного зв’язку.Ця величина визначається роботою,необхідною для руйнування зв’язку,або виграшом в енергії при утворені сполуки із окремих атомів. 2.Валентний кут–це кут між зв’язками в молекулі. 3.Електричний момент диполя є мірою полярності молекули.Між взаємодіючими атомами,які відрізняються значенями електронегативності,виникають полярні зв’язки.В результаті зміщення електронної густини в бік більш електронегативного партнера відбувається розділення“центрів тяжіння”позитивного і негативного зарядів і виникає диполь,який являє собою систему з двох рівних і протилежних по знаку зарядів d+ і d–,які знаходяться на визначеній відстані l (довжина диполя)один від одного. 4.Довжина зв’язку–це відстань між центрами ядер атомів у молекулі(і кристалі),коли сили притягання врівноважені силами відштовхування і енергія системи мінімальна.Довжина зв’язку збільшується з ростом атомного номера елемента. Ковалентний зв'язок є формою хімічного зв'язку, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми посідають одну чи більше спільних пар електронів, що і спричиняють їх взаємне притяжіння, яке утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок.Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електровід'ємністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між не-металами, тоді як іонний зв'язок є найбільш поширеною формою зв'язку між атомами металів та не-металів.Ковалентний зв'язок є, як правило, сильніший ніж інші типи зв'язку, такі як іонний. Справа в тім, що на відміну від іонного зв'язку, в котрому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, ковалентні зв'язки є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний неполярний і ковалентний полярний: Ковалентний неполярний зв'язок: При взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворяться молекули з ковалентним неполярним зв'язком. Такий зв'язок існує в молекулах наступних простих речовин: H2, F2, Cl2, O2, N2. Хімічні зв'язки в цих газах утворені за допомогою загальних електронних пар, тобто при перекритті відповідних електронних хмар, зумовленому електронно-ядерною взаємодією, які здійснює при зближенні атомів. Складаючи електронні формули речовин, потрібно пам'ятати, що кожна загальна електронна пара - це умовне зображення підвищеної електронної густини, що виникає внаслідок перекриття відповідних електронних хмар. Ковалентний полярний зв'язок: При взаємодії атомів, значення електронегативностей яких відрізняються, але не різко, відбувається зміщення загальної електронної пари до більш електронегативного атома. Це найбільш поширений тип хімічного зв'язку, який зустрічається як в неорганічних, так і органічних сполуках. До ковалентних зв'язків в повній мірі відносяться і ті зв'язки, які утворені по донорно-акцепторному механізму, наприклад в іонах гидроксонія і амонія.