Учебник Химия 8 класс Аскаров

И.Р.Аскаров, Н.Х.Тухтабаев, К.Гапиров ХИМИЯ 8 9» Рекомендовано Министерством народного образования Республики Узбекистан в качестве учебника для 8 класса общеобразовательной школы Издание 2, исправленное Ташкент «YANGIYO‘L POLIGRAPH SERVICE» 2010 Под общей редакцией доктора химических наук, профессора, заслуженного изобретателя и рационализатора Республики Узбекистан И. Р. Аскарова. Рецензенты; К. Расулов Х.С. Ташмухамедов Е.А. Сеитова О. Гаииова Ф. Хаджиева Л.Умарова преподаватель кафедры химии Ташкентского государственного педагогического университета, доктор химических наук, профессор; заведующий кафедрой органической химии Национального университета Узбекистана имени Мирзо Улугбека, доцент; ведущий специалист Республиканского центра образования, кандидат химических наук; учитель химии средней школы № 34 г.Ташкента, отличник народного образования; учитель химии средней школы № 102 г. Ташкента; учитель химии средней школы № 137 г. Ташкента. Учебник издан за счет средств Республиканского целевого книжного фонда для предоставления в аренду Дорогой ученик! Помни! Ро.тпна священна, как мать. Сею.тня .мы живе.м в нсзаьпсп.мо.м Узбекистане. От тебя и твоих сверстников будет зависеть, какой будет наша Родина в будтчде.м. Постараг1ся стать хорошим спсппалисто.м, гворио.м. созидатсле.м. По.мни, что хи.мия — это наука чудес. Изучай ее. испо.тьзуй полученные знания в жизни. Счастливого пути! Условные обозначения 2 Ответ: плотность газовой смеси относительно водорода равна 18,8. Пример 3. В процессе производства азотного удобрения на Ферганском производственном объединении “Азот” в качестве промежуточного вещества образуется оксид азота (IV). Найдите плотность оксида азота (IV) относительно воздуха. Решение: 1) молекулярная масса оксида азота (IV) M(NO^) — 46 г/моль. Средняя молекулярная масса воздуха — 29 г/моль; 2) вычислим плотность оксида азота (IV) относительно воздуха: ^ М(ЖЬ) = 46 ^ ^ВОЗД ■ л/, возд 29 Ответ: плотность оксида азота (IV) относительно воздуха равна 1,59. Пример 4. Плотность пара белого фосфора относительно гелия равна 31. Рассчитайте молекулярную массу белого фосфора. ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА ( ГЛАВА 1 ) Решение. Из формулы _ М(белый фосфор) 1. 2. 3. 4. 5. Л/(Не) следует, что Л/(белый фос({юр) = ■ Л/(Не) = 31 -4 = 124 г/моль. Ответ: молекулярная масса белого фосфора равна 124. ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ Рассчитайте молекулярную массу газа, имеющего плотность относительно водорода 32. Рассчитайте молекулярную массу газа, имеющего плотность относительно воздуха 0,137. Плотность газа относительно гелия равна 11. Определите химическую формулу этого газа, если он состоит из атомов: а) кислорода и углерода; б) азота и кислорода; в) углерода и водорода. Какой объем (н.у.) займут 3,6 г фосфина PH, ? Сколько молекул и атомов водорода содержится в этом количестве фосфина? Рассчитайте плотность фосфина относительно водорода, гелия и воздуха. 0,1741 г ацетилена при н.у. занимают объем 150 мл. Рассчитайте молекулярную массу ацетилена. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ • Химические элементы присоединяются друг к другу или замещаются в весовых количествах, пропорциональных своим эквивалентам (закон эквивалентности), ■ Эквивалентностью элемента называется количество этого элемента, присоединяющего или замещающего 1 моль или 1 г атомов водорода. ■ Отношение относительной атомной массы элемента к его валентнос- ти есть эквивалентность этого элемента: Е = — . V Эквивалентность оксида выражается (формулой: где Л/ — молекулярная масса оксида; V — валентность элемента, образующего оксид; п — число атомов элемента, образующего данный оксид. ^— Эквивалентность оснований выражается формулой: Е, (ОСН.) Vn :J!^_ «(ОН)' с ГЛАВА I О ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА где л/ — молекулярная масса основания; А7(ОН) — число гидроксильных групп в основании. — Эквивалентность кислот выражается формулой: £’ Mr '(кисл.) и(Н)’ где М^ — молекулярная масса кислоты; п(\\) — число атомов водорода, замещаемых металлом, содержащимся в кислоте. М„ Эквивалентность солей выражается формулой: £(со,ш) где Л/ — молекулярная масса соли; V — валентность металла, образующего соль; п — число атомов металла, образующего соль. Уп НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример I. Определите эквивалентность железа в двух- и трехвалентных соединениях. Решение: 1) найдем эквивалентность железа в двухвалентных соединениях: 56 F = ^(Fe) 28 г/моль; 2) найдем эквивалентность железа в трехвалентных соединениях: ^(Fe) ~ ^ " 18,67 г/моль. Ответ: эквивалентность железа в двухвалентных соединениях равна 28, в трехвалентных соединениях — 18,67 г/моль. Пример 2. 47,26 г меди, соединяясь с 52,74 г хлора, образуют соль хлорид меди (И). Рассчитайте эквивалентность меди, зная, что эквивалентность хлора равна 35,45 г/моль. Решение: 1) уточним условия задачи: т (Си) = 47,26 г, т (С1) — 52,7 г, Е (Си) = х; Е (С1) = 35,45; 2 — Химия, 8 класс ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА ( ГЛАВА I ) 2) определим эквивалентность меди, пользуясь формулой ; }Щ £■, ^ 47,26-35,45 , , =-----^pj----= 31,8 г/моль. Ответ: эквивалентность меди равна 31,8 г/моль. ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. В составе оксида содержится 20% кислорода. Определите эквивалентность элемента, образующего этот оксид. Чему будет равна атомная масса элемента, если его валентность равна 2? 2. Для восстановления 1,8 г оксида металла израсходовано 756 мл (н.у.) водорода. Определите эквивалентность оксида и элемента, образующего оксид. 3. 0,36 г металла присоединили 168 мл (н.у.) кислорода. Определите эквивалентность металла. 4. При сгорании 2 г фосфора образовалось 4,58 г фосфорного ангидрида. Определите эквивалентность фосфора. 5. Для нейтрализации 1,225 г кислоты израс.чодован 1 г едкого натрия. Определите эквивалентность кислоты, считая, что эквивалентность едкого натрия равна 40. 6. В составе трехвалентного хлорида металла содержится 34,42% металла и 65,58 % хлора. Определите эквивалентность металла. 7. В составе оксида титана содержится 59,95 % титана и 40,05 % кислорода. Определите валентность титана в этом оксиде. 8. Определите эквивалентности следующих соединений: оксид алюминия, гидроксид бария, сернистая кислота, хлорид железа (III). 9. Определите эквивалентности ортофосфорной кислоты и сульфата алюминия и запищите их структурные формулы. ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ В ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЯХ — Во всех химических реакциях происходит выделение или поглощение энергии. — Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, называются экзотермическими. с ГЛАВА I ) ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА Реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты, называются эндотермическими. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании из простых веществ 1 моля сложного вещества, называется теплотой образования вещества. Теплота разложения любого сложного вещества на простые вещества равна его теплоте образования и выражается противоположным знаком (закон Лавуазье и Лапласа). Например: СН^ ^ С + 2Н, -90,9 кДж, С + 2Н2 ^ СНд + 90,9 кДж. Тепловой эффект реакций обусловлен природой исходных веществ и образовавшихся продуктов и не имеет отношения к промежуточны.^ этапам реакции (закон Гесса). НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример 1. Для приготовления пищи в школьной столовой израсходовано 100 л метана (метан — основной компонент природного газа). Сколько тепла выделилось при сгорании 100 л метана? Тепловой эффект реакции горения метана равен + 880 кДж/моль. Решение. При полном сгорании 1 моля метана (22,4 л) выделяется 880 кДж тепла. Сколько тегига выделится при сгорании 100 л метана? 100 л - JC, СН, + 20, -» СО2 + 2Н,0 + Q, 22,4 л — 880 кДж, 100л X 100 880 ^ Ответ: при сгорании 100 л метана выделяется 3928 кДж. Пример 2. Рассчитайте тепловой эффект реакции горения аммиака. Известно, что теплота испарения воды 241,88 кДж/моль, теплота образования NH3 — 46,2 кДж/моль. Решение. Запишем реакцию горения аммиака: 2 NHj + 1,50, ^ N2 +зн,о; ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА ( ГЛАВА 1 ) Найдем тепловой эффект реакции горения аммиака на основе закона Гесса. Для этого из суммы теплот образования продуктов реакции вычтем сумму теплот образования веществ, взятых в реакцию (примем, что теплота образования простых веществ равна нулю). 0 = -3 • 241,88 - (-2 • 46,2) = -725,64 + 92,4 = -633,24 кДж. Ответ: 633,24 кДж. ЗАДАЧИ и ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. 2. 3. 7. Для отопления теплицы, предназначенной для проведения практических занятий, в Центре юных натуралистов города Андижана в день использовали топливо, содержащее 240 кг углерода. Рассчитайте количество теплоты, выделившейся при сгорании этого топлива. Сколько тепла выделяется в результате сгорания 5 молей водорода? Определите тепловой эффект реакции горения бензола: С^Н,+7,5 Oj ^ C0j+3H,0. Тепловой эффект веществ, участвующих в реакции, следующий: —49 кДж/моль, Н,0 (пар) — —241,88 кДж/моль, СО, = —393,62 кДж/моль. Сколько тепла выделится при сгорании 19,5 г бензола? Термохимическое уравнение реакции горения оксида углерода (11) имеет следующий вид: СО + V, Oj ^ COj- 284,7 кДж. Какой объем газа (н.у.) необходимо сжечь, чтобы получить 1423,5 кДж тепла? Определите тепловой эффект следующей реакции: 2Mg + SiO,= 2MgO + Si. Теплота образования SiO, равна 851,2 кДж/моль, теплота образования MgO —611,7 кДж/моль. Определите плотность газа относительно гелия, если его плотность относительно воздуха равна 1,52. Известно, что в составе цианамида кальция, который используется для сбрасывания листьев хлопчатника, содержится 50 % кальция, 15% углерода и 35% азота. Найдите формулу этого соединения. с ГЛАВА I ) ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА §2 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ОКСИДЫ Сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород, называются оксидами, то есть где: Е — элемент, п- валентность элемента. В зависимости от того, с какими веществами вступают в реакцию оксиды (вода, основания, кислоты), их выделяют в несколько групп: 1. Основные оксиды: Na,0, ВаО, СиО и др. 2. Кислотные оксиды: COj, SO,, P,Oj и др. 3. Амфотерные оксиды: ZnO, А1,0^, Sb^Oj и др. 4. Индифферентные оксиды (или не образующие соли): СО, N0, NjO и др. 5. Пероксиды (у которых степень окисления кислорода равна — 1, а валентность —■ 2): Na,0j, Н,0„ ВаО,. Л, НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример 1. Какой объем кислорода (л,н.у) образуется при разложении 2,17 г оксида ртути (II)? Решение: 1) запишем уравнение реакции разложения HgO: 2HgO 2Hg + О^; 2) вычислим объем кислорода, образующегося из 2,17 г HgO, с помощью пропорции: 434 г - 22,4 л, 2HgO 2Hg + О,, 2,17 г — л: л, X = = 0,112 л. Ответ: образуется 0,112 л О,. 434 Пример 2. В составе руды, перерабатываемой на Алмалыкском горно металлургическом комбинате, содержится оксид с 49,6% марганца и 50,4% кислорода. Выведите формулу этого оксида. ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА ( ГЛАВА 1 ) Решение: 1) качественный состав оксида: Мп и О; 2) количественный состав оксида; 49,6 : 50,4; 3) используя приведенные данные, найдем формулу оксида: Мп^: О^, = 49,6 : 50,4, 49,6 У 55 50,4 16 = 0,9 I 1 I 2; 3,1 13,517. Следовательно, формула оксида: Мп^О^. Результаты вычислений показывают, что атомные соотношения марганца и кислорода составляют 0,9:3,1. Однако в химических соединениях атомные соотношения выражаются целыми числами. Поэтому выразим соотношение 0,9:3,1 целыми числами: I 0,9 : 3,1 I : 0,9 = 1 ; 3,5; I 1 : 3,5 I • 2 =2:7. Ответ: Мп^О, — оксид марганца (VII). ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Какими способами можно получить оксид меди (И)? 2. Укажите область применения оксида, получаемого путем накаливания известняка. 3. У какого из приведенных оксидов массовая доля кислорода самая большая: Си,0, СиО? 4. Укажите химические свойства оксидов, приведенных в таблице. Запишите уравнения реакций. Объясните каждую реакцию. Оксид Н,0 NaOH H3SO3 К3О 1 2 FeO 3 SO3 4 5 AI3O3 6 7 СО 5. Какие оксиды образуются при сжигании следуюших вешеств: СН,, H,S, РН3, С,Н,, NH3, с, Нз, S, Р, N3, Си, А1 ? с ГЛАВА I ) ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА ОСНОВАНИЯ ^— Сложные вещества, содержащие атом металла и один или несколько гидроксильных групп (ОН), называются основаниями. ___ Основания подразделяются на две группы: растворимые и нерастворимые в воде: 1. Водорастворимые основания: NaOH, Са(ОН)„ КОН, Ва(ОН),. 2. Нерастворимые в воде основания: Си(ОН)2, Fe(OH)„ Сг(ОН)2. — Основания, вступающие в реакции и с кислотами, и с щелочами и образующие соль, называются амфотерными основаниями: Zn(OH),, А1(ОН)з, Сг(ОН)з. т НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример 1. Рассчитайте состав (%) гидроксидов металлов, имеющих формулы А1(ОН)з, Са(ОН),. Каким способом можно получить эти основания? Запишите уравнения реакций. Решение: 1) состав А1(ОН)з и его получение: Л/(А1(ОН)з) = 27 + 48 + 3 = 78 г/моль. А1 =^-100% = 34,61%, 78 о = -^100% = 61,54%, 78 Н =^-100% = 3,85%. 78 А1(ОН)з получают путем воздействия щелочи на избыточное количество водорастворимых солей алюминия: AICI3 + ЗНаОН ^ А1(ОН)з + 3NaCl; 2) состав Са(ОН), и его получение: М (Са(ОН),) = 40 + 32 + 2 = 74 г/моль. Са =-^-100%= 54,05%, Н О 32 74 100% = 43,25%, 4--100% = 2,7%. 74 Са(ОН)з — водорастворимое основание, то есть щелочь, получают воздействием воды на Са или СаО: Его ПОВТОРЕНИЕ основных понятии КУРСА ХИМИИ 7 КЛАССА ( ГЛАВА 1 ) Са + 2Н,0 = Са(ОН), + Н^, СаО + HjO - Са(бН)2. Пример 2. Запишите формулу гидроксида, имеющего следующий состав: 75,3% РЬ , 23,2% О, 1,5% Н. Решение. Поскольку качественный (РЬ, О, Н) и количественный состав вещества известны, для нахождения его формулы выполним следующие действия: РЬ^: = 75,3 : 23,2 : 1,5, л- = ^ = 0,36/0,36 =1, v = - 207 23,2 16 1,5 = 1,45/0,36 =4,02(7)-4, z = ^ =1,5/0,36 =4,1(6)-4. Ответ: РЬ(ОН)^. ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Запишите формулы и определите названия оснований, соответствующих следующим оксидам: Li,0, ВаО, SrO, SnO, Мп,0„ РЬО,, FCjOj. 2. Запишите формулы и определите названия оснований, имеющих следующий состав: а) 61,8% Мп, 36,0% О, 2,2% Н; б) 75,3% РЬ, 23,2% О, 1,5% Н. 3. Какими способами можно получить гидроксид калия? Запишите необходимые уравнения реакции. Можно ли получить такими же способами Си(ОН),? Какими способами можно получить Си(ОН),? 4. Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения: Sr SrO ^ Sr(OH), -> SrCOj. 5. Пользуясь следующей таблицей, укажите химические свойства оснований. Запишите уравнения реакций. Основание HNOj кон Температура накаливания SO, NaOH 1 2 Cu(OH), 3 4 5 Zn(OH), 6 7 8 9 с ГЛАВА I ) ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА кислоты Сложные вещества, в молекуле которых содержатся атомы водорода, способные замещаться атомами металлов, и кислотный остаток, называются кислотами. В зависимости от того, имеются или не имеются в их молекуле атомы кислорода, кислоты делятся на две группы: а) кислородные кислоты: HNO3, HjCOj, H^SiOj; б) бескислородные кислоты: HjS, НВг, HJ. По числу атомов водорода в молекуле, способных замещаться атомами металлов, кислоты подразделяются на следующие группы: 1. Одноосновные кислоты: НС1, НВг, HNO3. 2. Двуосновные кислоты: H,SO^, H2SO3, HjS. 3. Трехосновные кислоты: Н,РО,. НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример 1. Какую массу (г) и какой объем (л,н.у) водорода можно получить путем воздействия избыточным количеством соляной кислоты на 26 г цинка? Решение: 1) при растворении цинка в соляной кислоте образуются хлорид цинка и водород: Zii + 2НС1 = ZnCl, + Н,; 65 г 2 г 2) сколько граммов водорода образуется? Составим пропорцию; 65 г цинка вытесняют 2 г водорода, 26 г цинка вытесняют х г водорода, 26-2 X = • 65 = 0,8 г; 3) масса водорода, образовавшегося в результате реакции, уже известна (0,8 г). Объем водорода можно определить с помощью уравнения реакции или массы образовавшегося водорода. Составим пропорцию: ПОВТОРЕНИЕ ОСНОВНЫХ ПОНЯТИЙ КУРСА ХИМИИ 7 КЛАССА ( ГЛАВА 1 ) 2 г (1 моль) водорода занимают объем 22,4 л, 0,8 г водорода — х л объема, л = М:^ = 8,96л. м Ответ: 0,8 г — 8,96 л. ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Определите формулы и названия кислот, имеющих следующий состав: а) 2,1% Н, 29,8% N, 68,1% О; б) 2,4% Н, 39,1% S , 58,5% О. 2. Определите формулы и названия кислот, соответствующих следующим оксидам: SiO„ As,0,, CrOj, Мп,0^. 3. Запищите уравнения реакций взаимодействия веществ, приведенных в следующей таблице: Кислота Zn Си СиО Fe(OH), СаСОз НС1 1 2 3 4 Н,80^(конц.) 5 6 7 8 9 Н,80^(разб.) 10 И 12 13 СОЛИ - Сложные вещества, молекула которых состоит из атомов металла и кислотного остатка, называются солями (вместо атомов металла может быть и ион NH|9- Такие соли называются аммониевыми солями. - Соли делятся на следующие группы: ]. Средние, или нормальные соли: NaCl, КС1, CaCl,, Ba(N03),, Al2(S04>3, FeSO^. 2. Кислые соли — соли, образованные двух- или трехосновными (многоосновными) кислотами: NaHCO^, Са(НСОз)2, KHSO^, Са(Н,РО,)з. 3. Основные, или гидроксисоли: (СиОН),СОз, Са(ОН)С1, Mg(0H)N03, А1(ОН)зС1. 4. Двойные соли — соли, состоящие из двух металлов и одного кислотного остатка. Среди них практическое значение имеют квасцы: KAl(SO^)2, NH^Al(SO^),. 5. Смешанные соли — соли, образованные из двух металлов и двух кислотных остатков: CaClOCl (или CaOCl,). с ГЛАВА I ) ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример 1. Запишите формулы солей, образованных из металла натрия и следующих кислот: азотная, сероводородная, сернистая, серная, фосфорная. Назовите эти соли. Решение. NaN03 — нитрат натрия | NaiS — сульфид натрия Na2S03 — сульфит натрия Na2S04 — сульфат натрия КазР04 — фосфат натрия Пример 2. На раствор, содержащий 49 г серной кислоты, воздействовали 20 г гидроксида натрия. Определите образовавшуюся соль и ее массу. Решение: 1) сколько молей в 49 г H^SO^? И(Н2804) = 2) сколько молей в 20 г NaOH? 98 = 0,5 моля; 20 rt(NaOH) = — = 0,5 моля; 40 3) в реакцию взято 0,5 моля серной кислоты и 0,5 моля гидроксида натрия: NaOH + H^SO^ = NaHSO^ + HjO. Нз уравнения реакции видно, что ири равных молярных соотношениях NaOH и HjSO^, взятых в реакцию, образуется кислая соль — гидросульфат натрия; 4) найдем массу (г) NaHSO^. При взаимодействии 1 моля NaOH и 1 моля H^SO^ образуется 1 моль, или 120 г NaHSO^, а при взаимодействии этих веществ но 0,5 моля образуется 0,5 моля, или 60 г NaHSO^. Ответ: NaHSO^, 60 г. ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА ( ГЛАВА 1 ) м ЗАДАЧИ и ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. В каком из фосфорных удобрений, вырабатываемых на Кокандском суперфосфатном заводе, массовая доля питательного элемента (Р^О^) самая большая: СаНРО^ и Ca(H,POJ,? 2. Какими способами можно получить соль —сульфат цинка? Запишите уравнения всех реакций, позволяюших осущесвить эти способы. 3. Выведите формулу и укажите название соли следуюшего состава: 29,7% Са, 0,735% Н, 22,77% Р, 47,05% О. 4. Получите хлорид железа (III) тремя способами. Запишите необходимые уравнения реакций. 5. Сколько азота (%) содержится в нитрате аммония? 6. Из формул приведенных вешеств выделите и запишите основные оксиды, кислотные оксиды, основания, кислоты и соли: НС1, H,S, кон, HNO3, СиО, COj, MgO, Ре(ОН)з, FeO, SO3, Ре(ОН)з, Н,80з, к,0, NO,, Рр^, Н3РО,, Zn(OH),, RbOH, Н,ТеО^, Саз(РО,),. 7. Продолжите и уравняйте уравнения следуюших реакций: СО,+КОН^ Ре6+НС1^ CaO+SOj^ Zn(OH), +HN03-^ Cu(OH)"^ 8. Какие из приведенных вешеств вступают в реакцию с углекислым газом: НС1, NO,, NaOH, Н,0, Са(ОН),, КС1, Ва(ОН),? Запишите уравнения реакций. §3 ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ ОСНОВНЫМИ КЛАССАМИ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ В настоящее время известно более 200 тысяч неорганических веществ, образованных из 118 химических элементов периодической таблицы. Эти вещества подразделяются в основном на четыре ючасса. с ГЛАВА I ) ПОВТОРЕНИЕ основных понятий КУРСА химии 7 КЛАССА ЗАДАЧИ и ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Запишите уравнения реакций, необходимых для получения соли хлорида меди (II) с использованием меди. 2. Запишите уравнения реакций, необходимых для осушествления следую-ших иреврашений: а) CuSO^ Си(ОН), -> СиО -» Си; б) Fe ^ FeCl, ^ Fe(NOj), ^ Fe(OH), ->FeO ^ Fe; в) Fe ^ Fed, FelOH), ^ Fe,03 ^ Fe ^ FeSO,; г) Р ^ Р,Оз Д Н,РО, ^ Саз(Рб,)з; д) S ^ SO, —> SO3 H,SO^ -> Na,SO^; е) С н> СО, CaCOj Д СаО > Са(ОН), ^ CalHCO,),; ж) СаСОз Д Са(НСОз), ^ СаСО, ^ COj ^ СаСОз; з) Na ^ NaH ^ NaOH*^ NaNO,; и) (СиОН),СОз ^ СиО ^ CuSO, ^ Си(ОН), ^ СиО ^ Си. 3. Запишите уравнения реакций, позволяюших получить соль хлорид аммония не менее чем четырьмя способами. 4. Запишите уравнения реакций образования гидроксида железа (II) из железа и всех необходимых реактивов. 5. Какие вешества образуются на месте соответствуюших цифр на основе данных следуюшей таблицы? Вешество Na Zn S CuO SO3 А1(ОН)з HNO3 КОН н,о I 2 НС1 3 4 5 6 7 КОН 8 9 10 О2 II 12 13 Н: 14 15 16 ПОВТОРЕНИЕ основных понятии КУРСА ХИМИИ 7 КЛАССА ( ГЛАВА 1 ) 6. Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществлять следующие превращения. ,СиО ^ б FeCl, 8. 9. 10 Си <- CuCl, X / Cu(OH), И X Fe,(SO,), ◄------►Fe(OH)3 Fep, ^ 7. Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществлять следующие превращения: а) Na^Na0H-.NaHC03^Na,C03^Na,S0^^NaCl-.Na; б) Ca^CaH,^Ca(0H),^Ca(HC03X^CaC03^CaCl,^Ca(N03),; FeS^H,S^KHS, SO.^NaHSO, ♦CaSOj. Запишите уравнение реакции для получения сульфида калия. Запишите уравнения реакций для получения трех средних солей, трех кислот и трех кислых солей при участии калия, серы, кислорода и водорода. Можно ли с помощью простых веществ получить соль фосфат кальция? Если это возможно, запишите уравнение реакции. 11. Вычислите число молекул в одной капле воды (V= 0,03 мл). 12. К раствору, содержащему 16 г сульфата меди (II), добавили 48 г железной стружки. Какое количество меди выделится при этом? 13. Сколько атомов натрия содержится в 0,04 моля оксида натрия? 14. 0,448 л (н.у.) газа равны 0,88 г. Определите, какой это газ. 15. Плотность гелия (н.у.) равна 0,178 г/л. Определите массу 2 молей гелия. 16. Масса 1,5 ■ 10-- молекул неизвестного газа составляет 0,05 г. Какой это газ? 17. Плотность смеси, состоящей из 25% озона и неизвестного газа, относительно гелия равна 9. Определите, какой газ находится в смеси с озоном. 15 16 17 18 19 Р S HI Аг К §4 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ПЕРВОНАЧАЛЬНАЯ КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ На какие группы можно подразделить химические элементы по их свойствам? Химия как наука сформировалась в XVIII—XIX вв., однако основы ее закладывались еще до нашей эры древнегреческими учеными-естество-исиытателями Левкиппом, Демокритом, Эпикуром, а также нашими великими предками — учеными-энциклоиедистами, жившими в VIII—XI вв., — Ахмадом Аль-Фергани, Абу Бакром Мухаммадом ибн Закари Ар-Рази, Абу Насром Фараби, Абу Райханом Беруни, Абу Али ибн Сина. В их фудах наряду с научными рассуждениями о сзроении материального мира приводятся ценные сведения о распределении элементов материального мира по группам, что составляло основу химической науки, а также данные о методах прикладной химии. Ар-Рази была высказана мысль о существовании атома — самой маленькой единицы материальных элементов, которая в свою очередь делится на еще более мелкие частицы. В трудах Фараби и Беруни приводятся сведения о составных компонентах материального мира, о классификации минералов и драгоценных камней. Великий целитель Востока Абу Али ибн Сина разработал классификацию всех известных в тот период лечебных веществ по их составу и свойствам. Эти первоначальные научные знания, без сомнения, послужили основой для последующих попыток классифицировать химические элементы. С XVII—XVIII вв. химическая наука начала усиленно развиваться в странах Запада. Развитие науки и техники создавало возможности для получения новых веществ, выделения химических элементов в отдельности. Однако работа с большим объемом неупорядоченных новых фактов ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) вызывала у ученых трудности, связанные с отсутствием группировки вновь создаваемых разнообразных веществ и классификации известных и открываемых химических элементов. Если к концу XV11I в. бьию известно около 30 химических элементов, к 60-м годам XIX в. — 63, то к настоящему времени открыто 118 химических элементов, которые входят в состав всех существующих веществ и обладают различными свойствами. Изучение свойств веществ и открытия, сделанные в этой области, расщирение возможностей использования веществ для удовлетворения потребностей человека вызвали необходимость разработки классификации веществ и их составных компонентов — химических элементов. Ученые неоднократно предпринимали попытки классифицировать химические элементы и вещества, однако первые попытки обычно оказывались несоверщенными. Изучение окружающих объектов, происходящих событий и явлений, приводя их в систему, например, группируя жизненно необходимые предметы или классифицируя растения и животных но сортам и видам, приводит к формированию у человека единой системы понятий и представлений о них. Точно так же систематизация по классам химических элементов, составляющих основу всех веществ, выделение их в группы способствуют формированию единой системы понятий и представлений, расщирению знаний об окружающем мире. В основу первой классификации химических элементов были положены их общие характерные свойства, и они были разделены на металлы и неметаллы. Почти все металлы обладают характерным металлическим блеском, хорощо ггроводят электрический ток и теплоту, поддаются ковке. Неметаллы же не обладают этими свойствами. Все металлы (кроме ртути) являются твердыми, а неметаллы находятся в твердом (сера, углерод, кремний, йод), жидком (бром), газообразном (кислород, водород, хлор) состояниях. Металлы и неметаллы различаются между собой и химическими свойствами. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА — Гидроксиды типичных металлов являются основаниями, а гидроксиды неметаллов — кислотами. — Гидриды металлов представляют собой твердые вещества, а гидриды неметаллов являются летучими соединениями. Однако нельзя провести четкой границы между металлами и неметаллами, так как отдельные элементы но внешним признакам, хотя и схожи с металлами, но не являются таковыми. Например, йод. Элементы, проявляющие свойства, характерные и для металлов, и для неметаллов, называются амфотерными. Например, цинк и алюминий. По физическим свойствам это — металлы, а ио химическим свойствам они схожи как с металлами, так и с неметаллами (табл. 4). Таблица 4 Подразделение элементов на группы и их генетическая взаимосвязь Металлы Амфотерные элементы Неметаллы Na Zn S Основный оксид Амфотерный оксид Кислотный оксид Na,0 ZnO SO, Основание Кислота NaOH; ZnCOH)^ H,Zii02; Н,80з Zn(OH)2 — гидроксид цинка — проявляет свойства и основания, и кислоты. Свойства основания: Zn(OH)2+ 2НС1 = Z11CI2+ 2Н,0. Свойства кислоты; Zn(OH), + 2NaOH = Na2Zii02+ 2Н2О. — Гидроксиды, проявляющие свойства и основания, и кислоты, называются амфотерными гидроксидами. — Оксид, образующий амфотерный гидроксид, также обладает амфотерными свойствами. — Элементы, образующие амфотерный оксид и амфотерный гидроксид, являются амфотерными элементами. 3 — Химия, 8 класс ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ^ ГЛАВА И ) Низковалентные оксиды отдельных элементов обладают основными, высоковалентные оксиды — кислотными, а оксиды с переменной валентностью — амфотерными свойствами. Например, оксид хрома (И) СгО — является основным, оксид хрома (III) Сг,Оз — амфотерным, а оксид хрома (VI) CrOj — кислотным. Следовательно, такое разделение химических элементов на металлы и неметаллы является неполным и неточным. Элементы знаний, умений и навыков: металлы, неметаллы, амфотерные элементы, амфотерные оксиды, амфотерные гидроксиды. О •'Й Вопросы и задания 2. 3. 4. Каковы физические свойства типичных металлов? А типичных неметаллов? Чем различаются химические свойства металлов и неметаллов? По каким свойствам амфотерные элементы схожи с металлами? А с неметаллами? Обоснуйте свой ответ. Запишите формулы амфотерных гидроксидов, соответствующих следующим амфотерным оксидам: ZnO, ВеО, А1,0,, Cr^Oj, РЬО. Сколько граммов и сколько молей бериллата натрия образуется при воздействии на 0,1 моля гидроксида бериллия BelOH)^ избыточным количеством нагретого гидроксида натрия? §5 ПРИРОДНЫЕ СЕМЕЙСТВА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Приведите примеры элементов со схожими химическими свойствами. При изучении свойств водорода, кислорода и воды вы познакомились с элементами, которые проявляют одинаковые свойства. Например, металлы калий и натрий мягкие, легче воды, в обычных условиях интенсивно реагируют с кислородом и водой, в результате чего образуют одновалентные соединения; 2Na + 2К + О, = К^О^, 2Na + 2Н,0 = 2NaOH + Н^, 2К + 2Н,0 = 2КОН + Н,. Металлы Li, Rb, Cs и Fr по своим свойствам также похожи на Na и К. Все они составляют одно семейство — семейство щелочных металлов (табл. 5). ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Таблица 5 Свойства щелочных металлов Элемент Хими- ческий символ Относительная атомная масса Ах Валент- ность Оксид Гидрок- сид Соль Литий Li 6,9 I Li,О LiOH LiCl, Li,SO^ Натрий Na 23 I Na,0 NaOH NaCl, Na,SO, Калий К 39,1 I к,о КОН KCl, K,SO, Рубидий Rb 85,5 I Rb,0 RbOH RbCl, Rb,SO, Цезий Cs 132,9 1 Cs,0 CsOH CsCl, Cs,SO, Щелочные металлы имеют следующие общие свойства; Щелочные металлы во всех соединениях одновалентны. Гидроксиды и{елочных металлов являются щелочами и хорошо растворяются в воде. С увеличением атомных масс щелочных металлов их физические и химические свойства изменяются периодически (табл. 6). Таблица 6 Физические и химические свойства щелочных металлов Физические и химические свойства Li Na К Rb Cs Относительная атомная масса 6,9 23 39,1 85,5 132,9 Температура плавления, °С 179 97,8 63,6 39 28,6 Температура кипения, °С 1370 883 760 696 685 Плотность, г/см^ 0,53 0,92 0,85 1,52 1,87 Окисление на воздухе Усиливается Растворимость гидроксидов Увеличивается Хлор С1, фтор F, бром Вг и йод J являются похожими элементами и составляют семейство галогенов (табл. 7). Хлор вступает в реакцию с водородом и металлами и образует одновалентные соединения: Н, + С1, = 2НС1, 2Na + Cl, = 2NaCl. Фтор, бром и йод обладают такими же свойствами, что и хлор. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) Соединения галогенов Таблица 7 Галогены F Cl Br J Соединения с водородом (I) HF HCl HBr HJ Соединения с металлами NaF NaCl NaBr NaJ Высший оксид - cip, Br,0, j,o. Водородные соединения галогенов представляют собой летучие газообразные соединения, хорошо растворимые в воде. Водные растворы галогенов — это кислоты: HF — фтороводородная, НС1 — соляная (хлороводородная), НВг — бромоводородная, HJ — йодоводородная. С увеличением атомных масс свойства галогенов изменяются периодически. Пользуясь данными табл. 8, попробуйте объяснить зависимость физических свойств галогенов от их атомных масс. Таблица 8 Физические свойства элементов семейства галогенов Эле- мент Относи- тель- ная атомная масса Лг Фор- мула простого вещества Агрегатное состояние в нормальных условиях Температура кипения, °С Плотность, г/см’ Тепловой эффект реакции соединения с Нг,кДж Фтор 19 F, Светло-зеленый газ -182 и (в жидком состоянии) 552 Хлор 35,5 С1, Желтовато-зеленый газ -34 1,57 (в жидком состоянии) 184 Бром 79,9 Вт, Красновато- бурая жидкость 59 3,14 72 Йод 126 К Темно-серый твердый кристалл 185 4,94 -53 Галогены имеют следующие общие свойства: Талогены образуют с водородом летучие гидриды. Водные растворы гидридов галогенов являются кислотами. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА В гидридах и солях, образованных с металлом, галогены одновалентны. В высших оксидах, образованных с кислородом (кроме фтора), галогены семивалентны. С увеличением атомных масс галогенов их физические и химические свойства изменяются периодически. Схожие свойства наблюдаются и у следующих групп элементов. Например, магний Mg по свойствам близок к кальцию Са, алюминий А1 — к бору В, углерод С — к кремнию Si, азот N — к фосфору Р. Инертные газы (гелий Не, неон Ne, аргон Аг, криптон Кг, ксенон Хе) составляют отдельное семейство и обладают одинаковыми свойствами. Инертные газы имеют следующие общие свойства: Молекулы их одноатомные. Не образуют соединений с водородом и металлами. Отдельные инертные газы образуют соединения с кислородом и фтором. — Не вступают в реакцию ни с каким элементом, поэтому их называют инертными. Элементы знаний, умений и навыков: группы схожих элементов, щелочные металлы, галогены, инертные газы. 'Ч Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. Запишите уравнения реакций, отражающих химические свойства калия и рубидия, относящихся к семейству щелочных металлов. Какие свойства галогенов доказывают их принадлежность к одному природному семейству? Какое соответствие между атомными массами и свойствами наблюдается в природных семействах элементов? Запишите уравнения реакций, необходимых для получения соли хлорида цинка четырьмя способами. Запишите уравнения реакций галогенов с алюминием. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) §6 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ в природе все события и явления, все сущее подчиняется определенным законам. А химические элементы? В 1869 г. русский ученый Д.И.Менделеев так сформулировал периодический закон химических элементов: “Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов”. Дмитрий Иванович Менделеев (1834—1907) Великий русский ученый. Открыл периодический закон. Предложил первоначальный удобный образец использования периодической таблицы химических элементов. Открытию периодического закона предшествовал целый ряд законов и открытий, сделанных в предыдущие периоды в области естественных наук — химии, физики, биологии. Древнегреческий ученый Демокрит, живший в 460—370 гг. до нашей эры, высказал мысль о том, что все предметы в природе состоят из очень маленьких частиц — атомов. Центральноазиатский ученый-энциклопедист Ар-Рази (865—925 гг.) утверждал, что атомы делимы и включают пустоты и мельчайшие частицы, которые находятся в постоянном движении. Абу Райхан Беруни, живший и творивший в 979—1048 гг., выступая против ученых, которые считали атомы неделимыми частицами, признавал, что атомы — это мелкие делимые (но небесконечно) частицы. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Великий целитель из Бухары Абу Али иби Сина разработал классификацию всех известных в то время лечебных природных химических соединений по их составу и свойствам. Английский химик и физик Р. Бойль (1627—1691 гг.) объяснил сущность химических элементов как простейших химически неделимых веществ, которые входят в состав сло.жных соединений. В 1756 г. М. В.Ломоносов открыл закон сохранения массы. В 1801—1808 гг. Ж. Л. Пруст открыл закон постоянства состава. В 1803—1804 гг. Дж.Дальтон развил атомно-молекулярное учение и ввел в науку понятие об атомной массе. В 1814 г. Й.Я. Берцелиус составил таблицу химических элементов на основе атомных масс 46 элементов. В 1817—1829 гг. И.В.Деберейнер выделил природные семейства химических элементов, расположив их в триады по схожести свойств. В 1852 г. Франкланд ввел в науку понятие валентности. В 1861 г. А.М. Бутлеров открыл теорию строения органических соединений. В 1817—1829 гг. И.В.Деберейнер предложил теорию триад на основе атомных масс элементов. В 1862 г. А. де Шанкуртуа создал таблицу химических элементов в форме цилиндра. В 1864г. Ю. Л. Мейер (1830—1895 гг.) предложил таблицу, основанную на возрастании атомных масс элементов. • В 1865 г. Дж.Ньюлэндс (1837—1898 гг.) предложил закон октав, основанный на эквивалентности элементов. Периодический закон химических элементов — это закон природы и отражает связи, существующие в природе. Открытие этого закона позволило глубже изучить взаимосвязь между атомными массами и свойствами элементов. Были составлены таблицы ряда элементов на основе изменения валентности их оксидов, оснований и кислот (см. табл. 9). ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) Таблица 9 Зависимость свойств элементов от их атомных масс Символ элемента Na Mg A1 Si p s Cl At Относительная атомная масса А, 23 24 27 28 31 32 3.5,5 40 Оксид с высшей валентностью Na,0 MgO АЦО3 SiO, pp, SO3 cip, - Валентность элемента I II III IV V VI VII - Летучее водородное - - - SiH, PH3 H,S HCl - соединение Валентность элемента - - - IV III II I - Основания NaOH Mg(OH), Al(OH), - - - - - Кислоты - - HAlOj H.SiO, H.PO, Э 4 H,so, HCl - Металлические свойства уменьшаются^ Неметаллические свойства увеличиваются^ На основе теоретических и практических исследований Д.И.Менделеева было установлено, что с увеличением атомных масс элементов их свойства изменяются периодически. Анализ данных табл. 9 показывает следующие закономерности. Металлические свойства элементов ослабевают. Неметаллические свойства элементов усиливаются. Металлические свойства элементов ослабевают и передаются амфотерным элементам и от них к слабым неметаллам. Неметаллические свойства элементов постепенно усиливаются и обрываются на инертных газах. Валентность элементов по кислороду начинается с единицы и возрастает периодически. Валентность летучих водородных соединений уменьшается. У гидроксидов элементов, начиная с щелочей, основные свойства ослабевают и передаются гидроксидам с амфотерными свойствами и от них сменяются кислотными свойствами, которые постепенно усиливаются. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Располагая элементы в ряд, начиная с водорода, но мере увеличения их атомных масс, можно увидеть, что начиная с лития каждый девятый элемент повторяет свойства первого. Обратите внимание на данные табл. 10. Литий — элемент с самыми сильными металлическими свойствами. У бериллия эти свойства ослабевают и сменяются неметаллическими у бора. У следующих за бором элементов неметаллические свойства постепенно усиливаются, достигая наивысшей степени у фтора. Последнее место в этом ряду занимает инертный газ неон, который не проявляет ни металлических, ни неметаллических свойств. Таблица 10 Периодичность, наблюдаемая у первых 18 элементов Поряд- ковый номер Хими- ческий символ Атомная масса Оксид с высшей валентностью Валент- ность Летучее водородное соединение Валент- ность 1 Н 1 up I - - 2 Не 4 - - - - 3 Li 7 up I - - 4 Be 9 BeO 11 - - 5 В 11 вр, III - - 6 С 12 СО, IV сн, IV 7 N 14 N,0, IV (V) NH3 III 8 О 16 - - н,о II 9 F 19 - - HF I 10 Ne 20 - - - - 11 Na 23 Na,0 I - - 12 Mg 24 MgO 11 - - 13 А1 27 A 1,0, III - - 14 Si 28 SiO, IV SiH, IV 15 Р 31 Pp, V PH, III 16 S 32 SO3 VI H,S II 17 Cl 35,5 ci,o, VII HCl I 18 Ar 40 - - - - ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) Следующий за неоном элемент натрий повторяет евойства лития. Он, как и литий, является щелочным металлом и проявляет сильные металлические свойства. Валентность его 1. В ряду, начинающемся с одиннадцатого элемента — натрия, металлические свойства начинают ослабевать при переходе к магнию, валентность которого увеличивается на единицу (2) и который повторяет свойства бериллия. Металлические свойства еще более ослабевают у следующего элемента алюминия (валентность 3) и переходят в неметаллические свойства у слабого неметалла кремния, которые усиливаются у сильного неметалла хлора. Хлор повторяет свойства фтора. Аргон — инертный газ. Следующий за аргоном элемент калий — щелочной металл, который снова повторяет свойства лития и натрия. Следовательно, свойства элементов повторяются периодически. Когда Д.И.Менделеев работал над обоснованием периодического закона, атомные массы многих элементов были определены неправильно, многие элементы еще не были открыты, что создавало определенные трудности. Так, атомная масса аргона Аг — 40. За аргоном поставлен калий К, имеющий атомную массу 39. Как щелочный металл он должен был бы находиться под щелочными металлами. Если эти элементы поменять местами в порядке возрастания атомных масс, то щелочной металл калий попал бы в группу инертных газов, а инертный газ аргон — в группу щелочных металлов. А это привело бы к нарущению периодического закона. В соответствии с периодическим законом аргону (хотя его атомная масса больще, чем у калия) был присвоен порядковый номер 18, а калию — 19. Периодический закон не нарущился. Однако из таких перестановок стало ясно, что свойства химических элементов зависят от более важного, чем атомная масса, показателя. Что это за показатель? Д.И.Менделеев считал, что это — порядковый номер элемента. Из курса физики 7 класса мы знаем, что порядковые номера элементов численно равны количеству протонов в атомном ядре (зарядам ядер). Действительно, впоследствии было установлено, что в атомном ядре аргона имеется 18, а в атомном ядре калия — 19 протонов. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА В настоящее время периодический закон формулируется следующим образом. — Свойства химических элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда атомного ядра этих элементов. Основываясь на зависимости свойств элементов от их атомных масс, были исправлены атомные массы ряда элементов. Так, атомная масса бериллия принималась равной 13,5, а его валентность — 3. Тогда бериллий прищлось бы поместить между углеродом и азотом под порядковым номером 6. Периодический закон нарущился бы. Поэтому Д.И.Менделеев предположил, что валентность бериллия должна быть равна 2 и он должен располагаться между литием (атомная масса 7) и бором (атомная масса 11), а атомная масса его должна быть равна примерно 9. Последующие исследования показали, что истинная атомная масса бериллия 9 и он действительно двухвалентный элемент. Элементы знаний, умений и навыков: изменение металлических и неметаллических свойств элементов в зависимости от их атомных масс, первоначальная формулировка периодического закона, современная формулировка, переменная валентность. Вопросы и задания Расскажите, как был сформулирован периодический закон Д.И.Менделеевым. Расскажите, как формулируется периодический закон в настоящее время. 3. Объясните, как изменяются свойства элементов в горизонтальных ряда.к. 4. Какая зависимость существует между атомной массой и порядковым номером элемента? А зарядом атомного ядра? 5. Массовая доля элемента в кислородном соединении с высщей валентностью составляет 38,8%. Определите порядковый номер этого элемента. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ГЛАВА И ) §7 СОСТАВ АТОМНОГО ЯДРА Знаете ли вы элементы, у которых в атомном ядре нет нейтронов? В курсах химии и физики 7 класса вы усвоили первоначальные понятия о строении ядра. Эрнест Резерфорд (1871-1937) Английский ученый-физик. Исследовал строение атома, радиоактивность и радиоактивный распад. Предложил планетарную модель строения атома. Лауреат Нобелевской премии. В 1911 г. английский физик Э.Резерфорд опроверг существующее мнение об атомах как о неделимых щарообразных частицах и предложил планетарную модель строения атома. Он пропустил а-лучи, испускаемые природными радиоактивными элементами, через очень тонкую металлическую пластинку. Больщая часть а-частиц проскакивала через пластинку и, не изменяя своего направления, продолжала движение. Небольщая часть их изменяла направление движения под определенным углом. И лищь очень небольщая часть а-частиц полностью изменила направление движения (см. рис. 1). ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Исходя из результатов своих экспериментов, Э.Резерфорд пришел к следующим выводам. — В центре каждого атома имеется положительно заряженное ядро. — Вокруг ядра двигаются отрицательно заряженные частицы — электроны. Заряд атомного ядра численно равен порядковому номеру элемента. Число положительно заряженных протонов в ядре равно числу электронов. При столкновении а-частиц, испускаемых радиоактивными элементами, с ядрами атомов, то есть при их бомбардировке «-частицами, из ядер выбрасываются протоны и нейтроны. Протоны — это частицы с зарядом +1 и с массой, равной массе водородного атома, то есть 1. Они обозначаются символом [р. Нейтроны — это частицы с массой, равной 1, но лишенные заряда. Они обозначаются символом In. Вокруг атомного ядра двигаются отрицательно заряженные электроны, масса которых в 1840 раз меньше массы протонов и, следовательно, вычислить ее практически невозможно. Поэтому масса электронов принята равной о, а заряд —1. Электроны обозначаются символом ё. Мы знаем, что атомы — электронейтральные частицы, следовательно, можно считать, что количество протонов и электронов в них равно. Так, порядковый номер алюминия 13, значит, в его атомном ядре 13 протонов. Заряд ядра +13. Вокруг ядра двигаются 13 электронов, то есть сумма отрицательных зарядов также равна —13. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА 11 ) Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества. Атом состоит из положительно заряженного ядра и ядерной оболочки с отрицательно заряженными электронами. Порядковый номер химического элемента численно равен заряду его атомного ядра. В ядре атома водорода имеется один протон с зарядом, равным +1, и массой 1 а.е.м. Вокруг ядра вращается один электрон. Масса атома равна сумме протонов и нейтронов в его ядре: A^ = N + Z, где N — число нейтронов, Z — порядковый номер элемента (число протонов). Таким образом, атом — электронейтральная частица, которая состоит из ядра, содержащего положительно заряженные протоны и нейтроны, лишенные заряда, а также из вращающихся вокруг ядра электронов, число которых равно числу протонов (рис. 2, 3). Элементы знаний, умений и навыков: атом, ядро атома, протон, нейтрон, электрон, заряд ядра, порядковый номер. 9^ Рис.З. Э.кментарное строение атома кислорода Вопросы и задания 1. Какие ученые высказывали свои мысли об атоме? Что вы можете сказать о них? 2. Как вы представляете строение атома на основании опытов Э.Резерфорда? 3. Каково строение атомного ядра? 4. Рассчитайте число протонов и нейтронов в ядре атомов следующих элементов, зная их порядковые номера и атомные массы: Na, Р, Аг, А1, Fe, РЬ. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА §8 ИЗОТОПЫ. ИЗОБАРЫ Могут ли атомы водорода и гелия быть одинаковыми по атомным массам? Вы уже ознакомились с сущностью таких понятий, как протон, нейтрон, атомная масса. У вас, естественно, может возникнуть вопрос: почему атомные массы элементов, определяемые суммой масс протонов и нейтронов, выражаются дробными числами, тогда как массы протонов и нейтронов близки к целым числам? Например, атомная масса хлора — 35,453, кислорода - 15,9994, водорода — 1,00787 и т.д. В действительности в природе нет ни одного атома хлора с такой массой. Согласно утверждению А.М.Бутлерова, если атомные массы элементов выражаются дробными числами, то и массы атомов, составляющих элементы, должны иметь среднее значение. Атомы одного и того же элемента, отличающиеся друг от друга по массе, но имеющие одинаковые химические свойства, называются изотопами. Хотя массы таких атомов различны, они занимают одно и то же место в периодической таблице. Почти все существующие в природе элементы представляют собой смесь изотопов, поэтому атомная масса элемента равна среднеарифметическому значению масс его изотопов (рис. 4). В природе существуют две разновидности атомов хлора, имеющих атомные массы, равные 35 и 37. Природный хлор является смесью этих атомов. Рис. 4. Массовые доли изотопов xjiopa, хрома и германия ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) Химический элемент — это вид атомов, имеющих один и тот же заряд ядра, в котором число нейтронов может быть различным. Именно поэтому при одном и том же заряде ядра масса атома бывает различной. — Поскольку число протонов в ядре атома химического элемента одинаковое, а число нейтронов различное, разновидности атомов, различающиеся атомными массами, называются изотопами. Так, у водорода и.меется два естественных изотопа и еще один изотоп, образующийся в результате ядерных реакций (рис. 5). Рис. 5. Атомные ядра изотопов водорода: а— протай, А=1; б— дейтерий, А =2 ; в— тритий,А =3 . протий - =1, в ядре 1 протон, Водород -Н ^дейтерий - = 2, ъ ядре 1 протон и 1 нейтрон, тритий -Л^=3, в ядре 1 протон и 2 нейтрона. НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Задача 1. Определите число протонов и нейтронов в ядрах изотопов аргона igAr, ^gAi-, ^Ar , используемых в осветительных лампах. Решение: 1) заряд ядра изотопов аргона равен 18, значит, число протонов во всех изотопах будет по 18; 2) число нейтронов в ядре изотопа ^gAr найдем по формуле N = А- Z: А = 36 - 18 = 18; отсюда 18 протонов и 18 нейтронов; 38 А 3) число нейтронов в ядре изотопа ,gАг: А = 38 — 18 = 20, отсюда 18 протонов и 20 нейтронов; ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА 4) число нейтронов в ядре изотопа : А = 40 — 18 = 22, отсюда 18 протонов и 22 нейтрона. Задача 2. Атомная масса природного бора равна 10,81, и он является смесью изотопов и ‘^'В . Определите количество изотопов (%) в природном боре. Решение. Количество изотопа ‘“В — л', а изотопа‘^‘В — (100 — х). Умножим К) на X, 11 на (100 — х), сложим произведения и полученную сумму разделим на 100. Результат: 10,81. Решим задачу с помощью данного уравнения. Ю.т + 11(100 - X) 100 10,81, 10х + 1100 - Их = 10,81, -X = -19 (-1) х = 19, «В = 19%, ‘‘В = 81%. Эту задачу можно решить и диагональным способом: lOv Д19 '10,8Г 11' ‘0,81 19% ‘«В 81% >‘В Ответ: ‘«В = 19%; "В = 81%. — Разновидности атомов, имеющих разные заряды ядер и одинаковые массы, называются изобарами. Например: ‘*^’К и ‘'^Аг. — Элементы, в ядрах атомов которых число нейтронов одинаковое, а число протонов различное, называются изотопами. В качестве примера изотонов можно привести: 'Mg и ;>1; Си и ;^Zn. Элементы знаний, умений и навыков: изотопы, изобары, изогоны, протий, дейтерий, тритий, среднеарифметическое значение. Химия, 8 класс ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) О _ ; Вопросы и задания 1. Дайте определение понятия “химический элемент”. 2. Чем, с точки зрения строения атома, изотопы отличаются от химического элемента? 3. Природный калий состоит из смеси изотопов: 93% и 7% '*“К. Определите среднюю относительную атомную массу калия. 4. Природный аргон состоит из смеси изотопов ^‘’Аг, ^*Аг и '’“Аг. Определите среднюю относительную атомную массу аргона, если ‘“’Ai" — 99%, ^*Аг — 0,7% и з^Аг - 0,3%. §9 СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ СЛОЕВ АТОМОВ По каким свойствам электроны располагаются на одном энергетическом уровне? Вы познакомились со строением атомного ядра химических элементов и движением отрицательно заряженных электронов вокруг ядра. Каким образом электроны вращаются вокруг ядра? Не притягиваются ли отрицательно заряженные электроны к положительно заряженному ядру? Или они удаляются от ядра и расходятся? Каждый электрон вращается вокруг ядра атома химического элемента на очень большой скорости и за счет возникновения центробежных сил не притягивается ядром. Электроны не просто вращаются вокруг ядра по определенной траектории, линии их вращения образуют вокруг ядра как бы электронное облако. Например, в атоме водорода электрон, вращаясь вокруг ядра, образует облако в виде шара, самая плотная часть которого находится на расстоянии 0,53 • 10 '” м от ядра (рис. 6). Количество энергии каждого электрона, врашаюшегося вокруг ядра, бывает различным. Чем ближе электрон к ядру, тем меньше его энергетический запас. Чем дальше электрон от ядра, тем больше его энергия. В зависимости от количества энергии электроны могут размешаться вокруг ядра, образуя электронные слои, или энергетические уровни. Элеюроны с близкими значениями энергии составляют один энергетический уровень. Число энергетических уровней определяется номером периода или главным квантовым числом, которое обозначается буквой п. Первый период — один уровень, второй период — два уровня и т.д. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Рис. 6. Строение атома водорода, а — ядро, б — зтектронное облако Главное квантовое число выражается либо целыми числами: 1, 2, 3, 4, 5, 6..., либо прописными латинскими буквами: К, L, М, N, О, Р, Q. Число электронов на энергетических уровнях оиределяе1х:я по формуле N—2n\ где п — главное квантовое чисто. Главное квантовое число: в цифровом обозначении 1 2 3 4 5 6 в буквенном обозначении К L М N О Р Число электронов {1п-) 2 8 18 32 50 72 Отсюда видно, что в первом электронном слое находится не более двух, во втором не более восьми электронов. В электронных слоях элементов с порядковыми номерами 1—10 электроны распределяются в следующем виде. Символ элемента Заряд ядра Число электронов К Н @ 1ё Не © 2ё Символ элемента Заряд ядра Число электронов К L Li 2 ё 1 ё Be 0 2 ё 2 ё В © 2 ё 3 ё С © 2 ё 4 ё N © 2 ё 5 ё О © 2 ё 6 ё F © 2 ё 7 ё Ne 2 ё 8 ё ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) Распределение электронов по электронным слоям у элементов с порядковыми номерами 11—18 приводится ниже: Символ Порядковый Заряд Число электронов элемента номер ядра К L М Na 11 +11 2 8 1 Mg 12 +12 2 8 2 А1 13 +13 2 8 3 Si 14 +14 2 8 4 Р 15 +15 2 8 5 S 16 +16 2 8 6 Cl 17 +17 2 8 7 At 18 +18 2 8 8 Вокруг ядра атома водорода вращается только один электрон, образуя облако в виде шара. Вокруг ядра атома гелия вращается два электрона, однако каждый из них вращается не только вокруг ядра, но и вокруг своей оси в противоположном друг к другу направлении. Такое вращение называется спином. По одной орбитали могут вращаться только два электрона с противоположными спинами. Третьего электрона быть не может. Элементы знаний, умений и навыков: движение электрона вокруг ядра, строение электронного об;1ака атома водорода, размещение электронов по слоям в зависимости от количества их энергии. Id Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. Дайте определение понятия “электронный слой”. В каком порядке электроны размещаются по электронным слоям? Приведите примеры вычисления общего количества электронов в слоях. Что вы можете сказать об энергии электрона на основе главного квантового числа? Что определяется по формуле N = 2/;- ? ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА 3-^ § 10 ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ ПОДУРОВНИ Какие формы вращения электронов наблюдаются на энергетических подуровнях? Хотя электроны вращаются вокруг ядра атома размещаясь по определенным слоям, электроны каждого слоя отличаются от электронов других слоев ио количеству энергии. В связи с этим неодинаковы по форме и образуемые электронами облака. По форме образуемых облаков электроны можно разделить на четыре группы: s-, р-, d-,f - электроны. Порядок распределения электронов на энергетических подуровнях определяется формой образуемых электронами облаков. Электроны, образующие облака щарообразной формы, являются s-электронами, и в каждом слое их насчитывается до двух (рис. 7). Вокруг ядра атома бора вращается пять электронов, два из них находятся на первом энергетическом уровне, а три — на втором. Два электрона второго энергетического уровня вращаются по щарообразной орбитали, а третий электрон — по другой орбитали, то есть образует гантелеобразное облако вокруг ядра. Такие электроны называются /1-электронами. Они образуют вокруг ядра три орбитали по осям х, у и z- На каждой орбитали располагается по два вращающихся противоположно друг к другу электрона, общее число которых равно щести (рис. 8). Пространственное движение электронов на каждом энергетическом уровне, то есть квантовое число, определяющее фор.му электронных облаков, называется орбитальным квантовым числом и обозначается буквой /. Значения орбитального квантового числа составляют от 0 до п—1 (табл. И): Рис. 7. Электронное облако при д = 1 / = о, при п = 2 / = 0; 1, при д = 3 / = 0; 1; 2, при д = 4 / = 0; 1; 2; 3; ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) Рис. 8. Пространственное движение р-электронов Главные и орбитальные квантовые числа Таблица И Главное квантовое число, п 1 2 3 4 Орбитальное квантовое число, / 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 Буквенное обозначение, / S S Р S Р d 5 Р d / Совместное написание ли/ ]5 2s 2/7 3s Зр 3d 45 4/7 4d 4/ Число электронов ё на орбитали 2(2/+1) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 Если главное квантовое число равно 1, то орбитальное квантовое число будет равно 0. Электроны на этом уровне называются s- электронами. Они вращаются на одной орбитали, которая имеет сферическую форму и называется .v-орбиталью. .v-орбитали изображают также в виде клеточки □. Если главное квантовое число равно 2, электроны в нем характеризуются 5- и /7-орбитальными квантовыми числами. Как видно из рис. 8, 110 /7-орбитали вращается группа электронов, соверщающих перпендикулярные движения в трех направлениях. /7-орбитали обозначают также в виде трех клеточек I i i I Если главное квантовое число равно 3, то на этом энергетическом уровне электроны характеризуются s-, р- и ^/-орбитальными квантовыми числами. На ^/-орбиталях вращается до 10 электронов, соверщающих движения достаточно сложной формы (рис. 9). ^/-opбитaли обозначают в виде пяти клеточек: LL1,1 1.1. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Точно так же на энергетическом уровне с главным квантовым числом, равным четырем, находятся s-, р-, d- и /-орбитали. Они обозначаются также знаком i i i i I i П. Клетки — графическое изображение магнитных квантовых чисел — называют орбиталями, на каждой из которых может совершать движения пара электронов с противоположными спинами. По мере увеличения порядкового но.мера элег^юнты разделяются на s-, р-, d-, и /-элег^юнты в зависимости от того, на какую орбиталь попадают притягиваемые электроны. К .«-элементам относятся водород, гелий, а также первые и вторые элементы(щелочные .vIeтaллы), с которых начинаются периоды в периодической системе. Шесть элементов, расположенных в конце периодов (включая инертные газы), являются /^-элементами. Десять элементов, находящихся в промежутке между начинающими период первыми и вторыми элементами и последними шестью, являются d -элемента.\1и. Лантаноиды и актиноиды — f- элементы. Таким образо.м, в периодической системе в настоящее время существует 14 S-, 30 р-, 37 d- и 28 /-элементов. Элементы знаний, умений и навыков: глсшное квантовое число, орбитальное квантовое число, 5-электроны, р-электроны, ^/-электроны, /-электроны, энергетические уровни, численные и буквенные обозначения энергетических уровней, энергетические подуровни, 5-элементы, /7-элементы, ^-элементы, /-элементы, графическое изображение магнитного квантового числа. •St Вопросы и задания 1. Запишите в тетрадь строение атомов элементов четвертого периода и выполните следующие задания: а) найдите значение главного квантового числа; б) расположите электроны по их орбитальным квантовым числам; в) определите, какие элементы являются S-, р-, I 2s—> [ 2р—> I 3s—> I Зр-> 45- 4s-^ 3d- 4р- 5s—♦ 4d- 1 5р- 6s—♦ 4f- 5d- 6p-» 7s— 5f- 6c—» Порядок заполнения ячеек (клеточек) энергетических уровней электронами подчиняется правилу Хунда. Сначала происходит заполнение ячеек нечетными электронами. Например, после заполнения одной из ячеек 2р нечетными электронами к ним присоединяются электроны, которые составляют пару нечетным. Энергетические подуровни 2р заняты щестью электронами. Следующий электрон, согласно правилу Клечковского, переходит в энергетический подуровень З5: 2р' 2р-' 2р’ 2р^ 2р^ 2р'- t — t t — t t t —* tl t t — n n t — n n n Таблица 12 Порядок заполнения энергетических подуровней электронами (на примере элементов с порядковыми номерами 19—36) 0. o.e 5 ® 0 0 C S4 * ^ s ea 0 Is 2s 2p 3s 3p 3d 4i Ap Ad 19 к n n Tl Ti Ti Tl Ti Tl Tl T 20 Ca n n Tl Tl Tl Tl Tl Tl Tl Tl 21 Sc u n Tl Tl Tl Ti Tl Ti Tl T Tl 25 Mil u u Tl Tl Tl Ti Tl Tl Tl T I T T T Tl 30 Zn n Tl Tl n Tl Tl Tl Tl Tl Tl Ti Tl Ti Tl Tl 31 Ga n Tl Tl Tl Tl Tl Tl u Tl Tl Ti Tl Tl Tl Ti T 33 As n Tl Tl Tl Tl Ti Ti Tl Tl Ti Ti Tl Ti Tl Tl T T T 36 Kr n Tl Tl Tl Tl Ti Ti Tl Tl Ti Ti Tl Ti Tl Tl Tl Ti Tl Элементы знаний, умений и навыков: энергетическая ячейка, принцип Паули, правило Клечковского, правило Хунда, элеоронная формула. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) 2. 3. 'Ч Вопросы и задания Запишите электронные формулы элементов с порядковыми номерами 15, 17, 22, 23, 34. Объясните расположение электронов на энергетических уровнях (главное квантовое число), подуровнях (орбитальное квантовое число) и энергетических ячейках (орбитали). Может ли быть на одной орбитали два электрона с одинаковыми спинами? Каким квантовым числом выражается форма электронного облака? § 12 ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Чем отличаются друг от друга большой и малый периоды? Все химические элементы в периодической таб;гице химических элементов распределены по периодам, рядам и группам. Горизонтаггьные ряды в периодической таблице образуют периоды, которые делятся на большие и малые. Каждый малый период включает один ряд, а каждый большой — два ряда. Период состоит из ряда химических элементов, начинаюшегося шелочным металлом и оканчиваюшегося инертным газом. Запишем все сушествуюшие химические элементы в порядке возрастания их атомных масс. При этом наблюдается постепенное убывание металлических свойств, которые переходят к типичным неметаллам. Девятый после лития элемент натрий — типичный металл, который повторяет свойства лития (рис. 10). т 3 4 S в 7 8 » 11 12 13 14 15 15 17 181' 18 20 н н» U Be В С N О F Me На Мд А1 SI Р 8 С( Аг К Со 11 No 12 Mg 13 А1 14 SI 15 Р 15 8 17 Cl Рис. 10. Разделение элементов по периодам 18 20 К Со ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Девятый после натрия элемент калий — типичный металл, который повторяет свойства лития и натрия. (^/— Горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлол! и оканчивающийся инертными газами, называется периодом. В периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева имеется семь периодов. В первом периоде расположены только два элемента — водород и гелий. Второй и третий периоды содержат по восемь элементов. — Первый, второй, третий периоды называют малыми периодами. — Четвертый, пятый, шестой, седьмой периоды — большими. Четвертый, пятый периоды содержат 18 элементов, шестой период — 32 элемента, седьмой период считается незавершенным. Каждый большой период состоит из двух рядов: четного и нечетного. Схожие элементы, расположенные в одном вертикальном столбце, составляют группу элементов. В периодической системе имеется восемь групп, каждая из которых пронумерована вверху таблицы римскими цифрами. — Ка,уедая группа разбита на две подгруппы. Подгруппы, в которые входят элементы и малых, и больших периодов, называются основными. Подгруппы, включающие только элементы больших периодов, называются побочными. Элементы основных и побочных подгрупп записываются в клетки групп со смешением влево и вправо. Например, элементы вертикального столбца, состояшего из щелочных метал;гов первой группы, входят в основную подгруппу, а медь, серебро и золото — в побочную подгруппу. Водород входит в первую группу периодической таблицы, так как валентность его в оксиде (воде) равна 1. Его можно расположить и в седьмую группу, то есть в вертикальном столбце, поскольку для заполнения внешнего энергетического уровня его атома недостаточно одного электрона. Числа электронов во внешнем электронном слое атомов элементов основных подфупп равны номерам их групп. Валентность этих элементов в высших кислородных соединениях также численно равна номерам их групп (за исключением кислорода и фтора). ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ^ ГЛАВА И ) Валентность элементов, образующих нелетучие водородные соединения, также периодически уменьшается с 4 до 1 (только у неметаллов). В каждой основной подгруппе с возрастанием относительных атомных масс элементов их металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Например, в основной подгруппе первой группы металлические свойства, начиная с лития, усиливаются у элементов, стоящих под ним, и достигают наивысшего проявления у франция. У галогенов металлические свойства начинают ослабевать от фтора к йоду. Самый сильный неметалл — это фтор. Элементы знаний, умений и навыков: период, малый период, большой период, группа, основная подгруппа, побочная подгруппа, изменение металлических и неметаллических свойств. 0^ 'Ч Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. Что называется периодом? В чем состоит периодичность изменения свойств элементов в периодах? Что называется группой? Каким общим правилам подчиняются элементы, относящиеся к одной группе? Объясните, почему водород входит и в первую, и в седьмую ipyiiiiy. Объясните, почему в периодической таблице теллур находится перед йодом, .хотя его атомная масса больше атомной массы йода. § 13 СТРОЕНИЕ АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ МАЛЫХ ПЕРИОДОВ Какие периоды считаются малыми? Периоды, состоящие из одного ряда элементов, называются малыми. В первом периоде периодической таблицы химических элементов расположены водород и гелий. Атомы этих элементов имеют один энергетический уровень, в котором согласно формуле N— 2п^, содержится 2 • Р = 2 электрона. В ядре атома водорода имеется один протон, вокруг ядра вращается один электрон, совершая шарообразные движения. У элементов второго периода атомы имеют два энергетических уровня. В первом электронном слое содержится два электрона, во втором 2*2— 8 (обратите внимание на табл. 13). о н •в о п> X X л о S о я л S л ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) У элементов третьего периода атомы имеют три энергетических уровня. В первом имеется два электрона, во втором — до восьми и в третьем (внешнем) — до восьми электронов. Поскольку третий уровень внешний, Ъс1- энергетический подуровень не принимает электроны. Обратите внимание на табл. 14. Таблица 14 Строение атомов элементов третьего периода ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Два элемента первого периода (водород и гелий), первые два элемента второго и третьего периодов (литий и бериллий, натрий и магний) являются ^-элементами. Элементы второго и третьего периодов от бора до неона и от алюминия до аргона относятся к р-элементам. Элементы знаний, умений и навыков: умение записывать строение атомов элементов первого, второго и третьего периодов. ■'Й Вопросы и задания 2. 3. 4. Запишите строение атомов водорода и гелия и их электронные формулы. Запишите электронные формулы элементов с порядковыми номерами 5 и 9. Запишите строение атомов элементов с порядковыми номерами 3 и 11 и определите, у какого из них наиболее сильно выражены металлические свойства. Определите элемент, оксид которого имеет высшую валентность и плотность относительно водорода, равную 22. § 14 СТРОЕНИЕ АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ БОЛЬШИХ ПЕРИОДОВ Какие элементы являются элементами большого периода? Большие периоды характеризуются тем, что включают два ряда. Четвертый, пятый, шестой и седьмой периоды периодической таблицы являются большими. Четвертый и пятый периоды содержат по 18 элементов, и каждый период начинается шелочным металлом и оканчивается инертными газами. Атомы элементов четвертого периода имеют четыре энергетических уровня, четвертый из которых внешний: на первом энергетическом уровне находятся 2п- — 2'\^ — 2 электрона, на втором 2«-=2*2-=8, на третьем 2п- = 2 • 3-=18, на четвертом 2л^ = 2*4- = 32 электрона. Первым в четвертом периоде стоит калий К с порядковым номером 19. В ядре его атома 19 протонов, а вокруг ядра вращаются 19 электронов, которые располагаются в следующем порядке: — 2 ё, 8 ё, 8 ё, 1 ё ; I5- • 2^^ • 2р^' ■ 3s- ■ Зр^ ■ 4^'. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) 4.?' 4/;» 2/»'' 3s^____^ ЗсР ТТТТ п у кальция электроны заполняют ^-энергетический подуровень внешнего энергетического уровня. ^2,,Са — 2 ё, 8 ё, 8 ё, 2 с; 15^ • 2.^- • 2р^ ■ 35^ • Зр^ ■ 4s^. Начиная со скандия электроны заполняют не внешний энергетический уровень, а ^/-энергетический подуровень (орбиталь) третьего энергетического уровня: ^2jSc - 2 ё, 8 ё, 9 ё, 2 ё; W- 2s^- 2/- 3.9^- Зр^- 3d'- 4s^. У цинка с/-энергетический подуровень третьего энергетического уровня заполняется 10 электронами: ^3„Zn - 2 ё, 8 ё, 18 ё, 2 ё; W ■ 2s^ ■ 2р'> ■ 3s^- ■ Зр'' ■ 3^/>« • 4s\ У цинка первый, второй, третий энергетические уровни заполнены. Внешний уровень может принять до восьми электронов. Начиная с галлия присоединяемые электроны попадают на р-орбиталь внешнего энергетического уровня: ^3,Ga - 2 ё, 8 ё, 18 ё, 3 ё; W ■ 2s^- ■ 2/?<- • 35^ • 3/ • 3^/'« • 45^ • 4р'. А у инертного газа криптона внешний энергетический уровень заполнен восемью электронами, и на этом четвертый период завершается: ^зДг - 2 ё, 8 ё, 18 ё, 8 ё; W ■ 2s^- ■ 2р<> ■ 3$^- ■ Зр<> ■ 3d'" ■ 4s^- • 4р". Первые два элемента четвертого периода являются .9-элементами, следующие десять — ^/-элементами, последние шесть — р-элементами. У элементов пятого периода электронные слои атомов заполняются элекронами так же, как и в четвертом периоде. У элемента шестого периода — лантана (La) электроны заполняют /-орбиталь четвертого энергетического уровня. На /-орбитали находится 14 электронов. У церия — ^5jCe — 2 ё, 8 ё, 18 ё, 20 ё, 8 ё, 2 ё; 2s^- 2р^- 3s^- Зр'>- 3d">- 4s^- 4р"- 4d">- 4f- Ss^- 5p^- 6.9^. Указанное выше повторяется и у элементов седьмого периода. с ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Электронные форму;гы химических элементов можно записать и в сокращенном виде. Например, — 2 ё, 8 ё, 18 ё, 18 ё, 8 ё, 1 ё; [Хе] 6s‘. Элементы знаний, умений и навыков: умение записывать электронные формулы атомов элементов большого периода. I. 3. 4. 5. 6. Вопросы и задания Запишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 22 и 33. С каких элементов начинается заполнение электронами й'-энергетических подуровней? Почему лантаноиды и актиноиды называют /-элементами? В каких периодах находятся элементы побочных подгрупп? У атомов каких элементов четвертого периода преобладают нечетные числа электронов? Сколько незаполненных /-орбиталей имеется в атоме лантана? §15 ОПИСАНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ ПО ИХ МЕСТОПОЛОЖЕНИЮ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ ТАБЛИЦЕ И СТРОЕНИЮ АТОМОВ. ЗНАЧЕНИЕ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА Можно ли определить место элемента в таблице по его свойствам? Какие свойства элемента нужно знать для этого? Периодическая таблица элементов имеет важное значение для получения подробных данных о каждом химическом элементе. Очень многие свойства элементов можно предсказать г(о их местоположению в периодической таблице. Например, элемент с порядковым номером 38 — стронций Sr. Он находится в четном ряду, в основной подгруппе второй группы пятого большого периода. В четном ряду большого периода находятся только металлы. Стронций — металл. Он расположен в начале бо;гьшого периода после шелочного элемента рубидия Rb. Следовательно, его металлические свойства слабее, чем у рубидия. Поскольку стронций стоит в главной подгруппе второй группы под кальцием, его металлические свойства сильнее, чем у кальция. Стронций образует двухвалентный оксид SrO, не образует летучие водородные соединения. 5 — Химия, 8 класс ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) В ядре атома стронция имеется 38 протонов, а также 50 (88 — — 38 = 50) нейтронов. В электронейтральном атоме вокруг ядра двигаются 38 электронов. Электронная формула атома стронция следующая: — Ь-, 2^^, 2/?*’, 3s-, Зр^, 3cF, 4л% Ар^, A(f, 5s-, или сокращенно: ,3,Sr [Кг] 5л-\ Во внещнем электронном слое атома с тронция находятся два электрона. Это свидетельствует о том, что стронций — металл. По числу электронов во внещнем электронном слое можно определить, какой это элемент: металл или неметалл, его высщую валентность относительно кислорода, летучее водородное соединение и валентность элемента в э'гом соединении. По мере возрастания порядковых номеров элементов в основной подгруппе, то есть в направлении сверху вниз, внещний электронный слой удаляется от ядра, а радиус атома увеличивается, хотя ионный заряд атомов остается без изменений. У элементов основной подгруппы первой группы (Li, Na, К, Rb, Cs) с возрастанием радиуса атомов электроны легче удаляются из внсщнего электронного слоя. Способность внещнсго слоя присоединять электроны ослабевает. Поэтому металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические свойства уменьшаются. Открытие периодического закона оказало огромное влияние на дальнейщее развитие химической науки: 1) появилась возможность осуществлять планомерный поиск новых химических элементов, существующих в природе; 2) бьш открыт путь к познанию внутреннего строения атомов элементов и овладению атомной энергией; 3) открытие периодического закона послужило главным фактором открытий XX в., сделанных в области физики и химии; 4) явление радиоактивности, радиоактивные изотопы щироко используются в технике, медицине, сельском хозяйстве. На основе периодического закона Д.И.Менделеев исправил атомные массы очень многих элементов. Он оставил незаполненным значительное число клеток в периодической таблице для не открытых еще элементов, сумел предсказать свойства и атомные массы отдельных элементов и указал, где следует их искать. Так, среди других элементов Д.И.Менделеев особенно подробно описал свойства трех. Он назва;г их экабором ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА (скандий), экаалюминисм (галлий) и экасилицием (германий). В течение последующих лет э^га элементы бьиш открьгш: в 1875 г. французский ученый Лекок де Буабодран открыл галлий, скандинавский ученый Л. Нильсон в 1879 г. открыл скандий и немецкий ученый К.Винклер в 1886 г. открыл германий. Открытие этих элементов стало самым важным подтверждением периодического закона и точности предсказаний Д.И.Менделеева, сделанных на основе открытого им закона. В качестве примера сравним свойства открытого К. Винклером германия со свойствами экасилиция, предсказанного Д.И.Менделеевым (см.табл.15). Таблица 15 Сравнение свойств германия и экасилиция Свойство Экасилиций (предсказанный) Германий (открытый) Относительная атомная масса 72 72,32 Плотность, г/см^ 5,5 5,47 Сравнительная теплоемкость, Дж/кг • К 4 4 Плотность ЕО„ г/см^ 4,7 4,703 Точка кипения ЕС1^, “С 100 86 Плотность ЕС1^, г/см’ 1,9 1,887 Периодический закон сыграл большую роль и при открытии ряда других элементов. При составлении периодической таблицы Д.И.Менделеев оставил незаполненными две клетки под марганцем. Неизвестные элементы Д.И.Менделеев назвал экамарганцем и двимар-ганцем. Это послужило толчком для открытия супругами В. и И.Нодда-ками элемента рения. Элементы знаний, умений и навыков: умение описать элементы по их местоположению в периодической таблице, значение периодического закона и периодической таблицы в открытии новых химических элементов. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) 'Ч Вопросы и задания 1. Расскажите о свойствах элемента селена Se, имеющего порядковый номер 34, но его местоположению в периодической таблице. 2. Каково значение периодического закона и периодической таблицы в открытии новых химических элементов? 3. Какое значение имеет периодический закон при объяснении генетической взаимосвязи химических элементов? 4. Каково значение периодической таблицы при описании свойств s- и р-элементов? § 16 ЯДЕРНЫЕ РЕАКЦИИ Каковы отличительные особенности ядерных и химических реакций? В 1896 г. французский ученый А.Беккерель установил, что соли урана испускают лучи, схожие с рентгеновскими лучами. В 1898 г. нобелевские лауреаты, французские ученые Мария Склодовская-Кюри и Пьер Кюри с помощью радиометрического метода открыли элементы радий Ra и полоний Ро. Эти элементы испускали лучи, как и уран, причем их излучение было более интенсивным, чем у урана. Явление испускания ядрами неустойчивых изотопов химических элементов различных частиц и лучей и превращения этих ядер в другие называется радиоактивностью. Слово “радиоактивность”в переводе с латинского означает “активно испускающий лучи ” (“радио ’’-испускаю лучи, “актавус ” -активно). Элементы, все изотопы которых радиоактивны, называются радиоактивными элементами. В 1899 г. Э.Резерфорд во время изучения радиоактивных лучей выделил их в три группы: а-, р- и у-лучи. Он доказал, что а-лучи являются ядрами атомов гелия. В том же году А.Беккерель доказал, что р-лучи представляют собой поток электронов. В 1900 г. французский ученый Р.Уилард выявил у-лучи и доказал, что у-лучи — это электромагнитные юлны. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Радиоактивное Защитный СЛОЙ Электрическое поле а-лучи Рис. 11. Разделение радиоактивных лучей на компоненты в электрическом поле Деление радиоактивных лучей на а-, р-, улучи было признано всеми учеными. В магнитном поле эти лучи двигаются в направлениях, которые указаны на рис. 11. Испуская радиоактивное излучение, радиоактивные элементы превращаются в изотопы других элементов или в изотоп самого элемента. Такие явления называются ядерными реакциями, и в результате этих реакций выделяется огромное количество энергии. Распад радиоактивных элементов в ядерных реакциях происходит следующими четырьмя путями; а-распад. Зная, что а-частицы — это ядра атомов гелия, можно понять, что в результате этого распада масса атома радиоактивного элемента уменьщается на четыре, а заряд— на две единицы: > jHeH- 2-1^- Например: + "sgRa . |3-распад. При р-распаде радиоактивного элемента нейтрон в ядре атома элемента превращается в нротон, и из ядра выделяется электрон. В результате масса ядра атома остается неизменной, а заряд увеличивается на одну единицу: о« -> -1^ + 1р- Например: "^Np ^ + + р-распад. р-частипа называется позилроном, и ее масса равна массе электрона, а заряд численно равен заряду электрона, но имеет противоложный знак (е). При р-распаде протон в ядре атома радиоактивного элемента превращается в нейтрон, и из ядра выделяется позитрон. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) В результате масса ядра атома элемента не изменяется, а заряд уменьшается на одну единицу: + + I'/j -> (3+ Например; гт^о е + ^gFe. Распад в результате падения электрона на ядро. Ядро радиоактивного элемента захватывает электрон с близкого к ядру электронного слоя (падение электрона на ядро), в результате чего электрон присоединяется к протону и превращается в нейтрон: \р + ч е ^ о'« в результате этого масса ядра элемента не изменяется, а заряд уменьшается на одну единицу: 19 К + ё —> {g Аг + //V . Следовательно, в результате падения электрона на ядро образуется изобар этого элемента. Искусственная радиоактивность. В связи с неустойчиюстью атомных ядер радиоактивных элементов постоянно происходит их самопроизвольный распад и образуются ядра других элементов. Ядра атомов нерадиоактивных элементов устойчивы, и превращение их в другие элементы осуществляется специальными методами. В средние века вплоть до XVII в. алхимики не раз пред-принимали попытки превратить металл в золото. Однако они не знали, что превращение одного элемента в другой с помощью химических процессов осуществить невозможно. Открытие периодического закона, познание строения атома, радиоактивности и ядерных реакций обусловили появление возможностей превращения одних элементов в другие. Мария Склодовскся-Кюри (1867-1934) Польский ученый химик и физик. Одна из основателей радиоактивного учения. Открыла элементы полоний и радий. Дважды лауреат Нобелевской премии в области химии и физики. ( ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА В 1934 г. Фредерик Жолио-Кюри и Ирен Кюри открыли искусственную радиоактивность. Сущность этого открытия состояла в том, что при бомбардировке ядер атомов нерадиоактивных элементов различными частицами получаются радиоактивные изотопы другого элемента. Например, бомбардировкой атома алюминия а-частицами получают радиоактивный изотоп фосфора: f,Al +^Не ^ ЦР + >. При бомбардировке атома бора а-частицами получен радиоактивный изотоп азота ‘3N : '«В + ^а yN + ; п. Изотоп yN, распадаясь, образует изотоп уС : yN ус + (3. Ученые нашей страны У.А.Арипов и М.Муминов своими научными исследованиями внесли заметный вклад в область изучения ядерных реакций. В настоящее время при Академии наук Республики Узбекистан работает Институт ядерной физики. Элементы знаний, умений и навыков: радиоактивность, радиоактивный элемент, искусственная радиоактивность, а-лучи, Р-лучи, у-лучи, ядерные реакции, формулы ядерных реакций, а-распад, Р-распад, Р-распад, падение электрона на ядро. Вопросы и задания I. Бомбардировкой изотопа а-частицами получен элемент. Запишите уравнение данной ядерной реакции. Допишите уравнения следуюших ядерных реакций: а) 24 Сг + п ^ ?jV + ... 24 239 б) -,2 и ^ ^9?Нр +... в) 23 Мп + // -> 23 V + ... ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ГЛАВА И ) 3. Какой элемент участвовал в следующем ядерном взрыве? Определите элемент х. X + 'll Хе + II Sr + 2> + Q. 4. Определите пропущенные элементы в следующих ядерных реакциях: а) 24 Сг + 5б) *5 F + I*/; —> B)”^Np ^ р + ..., г) Со —> Р +... НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример 1. Определите электронное строение элемента с порядковым номером 23 и семейство, к которому он относится, по его местоположению в периодической таблице. Решение. Элемент с порядковым номером 23 — это ванадий, расположенный в побочной подгруппе пятой группы в четвертом периоде периодической таблицы. Электронное строение ванадия следующее: Lv^ 2s- 2р^ 3.v- Зд* Ъ<Р 45-, или [ArJ ЗФ 45-. Следовательно, ванадий относится к семейству г/-элементов. Пример 2. Один из элементов образует высший оксид состава ЕО3. В летучем водородном соединении этого элемента содержится 5,88 % водорода. Определите относительную атомную массу элемента. Решение: 1) если 5,88 % содержания элемента составляет водород, то остальные (100—5,88 = 94,12) 94,12 % приходятся на массовую долю элемента; 2) зная составной компонент водородного соединения, можно найти эквивалентность элемента: если 94,12 г элемента соединяются с 5,88 г водорода, то Е г элемента соединятся с 1 г водорода. 94,12 Здесь Е 5,88 16. Итак, эквивалентность элемента равна 16. Формуле высшего оксида соответствует формула летучего водородного соединения Н,Е. Следовательно, валентность элемента в водородном соединении равна двум. с ГЛАВА II ) ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Умножив эквивалентность на ва;гентность, найдем значение относительной атомной массы: А^= Е ■ V = 16 • 2 = 32. Этот элемент — сера, ее высший оксид SO3 и летучее водородное соединение H^S . ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Определите местоположение в периодической таблице химических элементов с порядковыми номерами 34 и 42. Каков состав их атомных ядер? 2. Запишите формулы водородных и кислородных высших соединений р-элементов шестой группы периодической таблицы. 3. Кремний состоит из смеси трех изотопов (92,3% ^*Si, 4,7% ^®Si, 3% ^*Si). Определите относительную атомную массу кремния. 4. Природный неон с относительной атомной массой 20,2 состоит из двух изотопов: ^®Ne и ^-Ne. Найдите массовую долю каждого изотопа в природном неоне. 5. Содержание кислорода в составе оксида одного из элементов, предсказанных Д.И.Менделеевым, равно 30,5%. Элемент в оксиде четырехвалентен. Определите относительную атомную массу этого элемента. Объясните его место в перио,дической таблице, состав я,лра, .движение электронов на энергетических уровнях. ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ 1. Какие свойства элемента выражает его порядковый номер? A) число протонов в ядре атома; B) число нейтронов в ядре атома; C) число электронов вокруг ядра электронейтрального атома; D) относительную атомную массу; E) А и С. 2. Определите число нейтронов в ядре атома бария, зная, что относительная атомная масса бария равна 137, а его порядковый номер 56. А) 56; В) 137; С) 81; D) 193; Е) 68. 3. Определите элемент, электронная фор.мула которого оканчивается гак: ... 3d4s'. А) элемент 5 периода, 11 группы стронций; ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН и ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА ( ГЛАВА И ) B) элемент 4 периода, VI группы хром; C) элемент 4 периода, II группы стронций; D) элемент 4 периода, III группы стронций; E) элемент 3 периода, I группы стронций. 4. Какое сходство существует между строением атомов бора, алюминия, галлия? A) число энергетических уровней и подуровней одинаковое; B) число электронов во внешнем электронном слое одинаковое, и они относятся к семейству 5-элементов; C) число электронов во внешнем электронном слое одинаковое, и они относятся к семейству р- элементов; D) число протонов и нейтронов в ядре атома одинаковое; E) правильные ответы А и С. 5. Расположите элементы, электронные формулы которых приводятся ниже, в порядке усиления их металлических свойств. I) 2s^ 2р<> 35>; 2) W 2s^- З5' 3/' 4^'; 3) W 2s^ 2р^ 35^ 3/’ 3^/10 45'; 4) I5-’ 2.v'. А)4,2,1,3; В)2,.3,1,4; С) 3,2,1,4; D) .3,4,1,2; Е) 1,2,.ЗА 6. По каким свойствам схожи элементы, расположенные в одной подгруппе периодической таблицы? 1) по одинаковым зарядам ядер; 2) по одинаково.му числу электронов во внешнем электронном слое 3) по числу энергетических подуровней атомов; 4) по химическим свойствам и валентности элементов в высших оксидах и летучих водородных соединениях; 5) по физическим свойствам. А) 1,2; В) 1,3; С) 2,3; D) 2,4; Е) 3,5. 7. Сколько главных ^/-орбиталей имеется в атоме хлора? А) 1; В) 2; С) 3; D) 4; Е) 5. 8. При облучении нейтронами изотопа железа ^^Ее выделяются протоны. Изотоп какого атома образуется при этом? А) J.Mn; В) ”Мп; С) f,Fe; D) ^'Со; Е) ”Со. а ■ ^ . а «» . А о в » » ^ ' : , о • а * А Л ^ А Л А ** А А ^ А ^ « о 9 Q А АЛ в * * о * » •>, л ■» л ^ Л > ■Л- Л А * » 0 » * i J ГЛАВА III э 4- 9 + •> 0 ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ Известно, что атол4ы химических элементов, соединяясь друг с другом, образуют множество молекул простых и сложных веществ. Возникает вопрос, за счет какой силы в молекулах атомы связываются друг с другом? В обычных условиях атомы инертных газов находятся в свободном состоянии (Не, Ne, Аг, Кг, Хе, Rn). Атомы любых других элементов не могут длительное время существовать в свободном состоянии и, соединяясь друг с другом, образуют простые и сложные вещества. Например, простые вещества — Hj, 0„ Nj, Cl, и сложные — НС1, Н,0, MgO, NaCl, HjSO^ и др. При изучении периодического закона и периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева вы узнали, что любой химический элемент стремится привести число электронов на внещнем энергетическом уровне в заверщенное состояние. Внещний энергетический уровень считается заверщенным, если он содержит восемь электронов (для заверщения первого энергетического уровня достаточно двух электронов). Внещний энергетический уровень атомов инертных газов является заверщенным по числу электронов, поэтому молекулы этих газов одноатомные и инертны в химическом отнощснии. При образовании химических соединений ядра атомов элемента остаются неизменными, а число электронов на внещнем энергетическом уровне у элементов основной подгруппы и на внещнем и предыдущем энергетических уровнях у элементов побочной подгруппы — изменяется. ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ § 17 ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Чем объясняется более сильное, чем у хлора, свойство электроотрицательности фтора? Как известно, каждый химический элемент отличается от другого энергией связывания электронов внешнего энергетического уровня с ядром атома. Так как у отдельных элементов 5-электроны внешнего энергетического уровня слабо связаны с ядром, они относительно легко отделяются от атомов в процессе химических реакций. Такие элементы — металлы. Например, на внешнем энергетическом уровне атома натрия (3s*) содержится один электрон, который легко отделяется и обнажает второй энергетический уровень. А на втором энергетическом уровне натрия находятся восемь электронов: Na® 2) 8) l) 2) 8) Атом натрия Ион натрия У атомов неметаллов, напротив, электроны внешнего энергетического уровня связаны с ядром более прочно, поэтому атомы таких элементов в химических реакциях присоединяют электроны. Внешний энергетический уровень атома фтора содержит семь электронов и, принимая в химических реакциях электроны, пополняется восьмым электроном. Свойство атома одного элемента захватывать электроны атомов другого элемента называется электроотрицательностью. f“© 2) 7). Атом фтора +1ё F‘©2) 8) Ион фтора Выполнение расчетов с помошью абсолютных значений электроотрицательности является неудобным, поэтому на практике используются относительные значения электроотрицательности. В качестве эталона относительной электроотрицательности принята электроотрицательность лития, равная 1,0. Электроотрицательность остальных элементов определяется в сравнении с ним. ( ГЛАВА ПТ ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ В периодах электроотрицательность химических элементов возрастает слева направо. В основных же подгруппах, наоборот, снижается сверху вниз. Следовательно, элемент с самой высокой электроотрицатсльностью — это фтор, с самой низкой — цезий, то есть 0,86. Электроотрицательность неметаллов относительно велика, а у металлов — имеет низкие значения. Значения электроотрицательности элементов приводятся в табл. 16. Таблица 16 Относительная электроотрицательность элементов н 2,1 Li Be В C N О F 0,97 1,47 2,01 2,50 3,07 3,50 4,10 Na Mg Al Si P S Cl 1,01 1,23 1,47 1,74 2,1 2,6 2,83 К Ca Ga Ge As Se Br 0,91 1,04 1,82 2,02 2,20 2,48 2,74 Rb Sr In Sn Sb Те I 0,89 0,99 1,49 1,72 1,82 2,01 2,21 Cs Ba T1 Pb Bi Po At 0,86 0,97 1,44 1,55 1,67 1,76 1,96 Элементы знаний, умений и навыков: электроотрицательность, относительная электроотрицательность, изменение относительной электроотрицательности в группах и периодах, сдвиги электронов в химических реакциях. 'Ч 1. Что называют электроотрицательносзъю? 2. Объясните по данным табл. 16 изменение электроозрицательности элементов третьего периода. Вопросы и задания ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ Расположите приведенные элементы в порядке возрастания их значений электроотрицательности, пользуясь данными табл.16: алюминий, углерод, азот, литий, калий, фосфор, хром, бром, барий, кислород, фтор. § 18 ВИДЫ ХИМИЧЕСКОЙ связи. ПОЛЯРНАЯ и НЕПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ По какой причине появляются полярная и неполярная ковалентные связи? С учетом значений относительной электроотрицательности химических элементов химические соединения можно разделить на следующие три группы. 1. Вещества, образующиеся из элементов с одинаковой электроотрицательностью, то есть из элементов с одинаковыми атомами: а) Nj, F„ Cl,, BTj, J,, O,, N, — простые вещества; б) Li, Na, К, Al, Fe, Cu, Zii — металлы. 2. Вещества, образующиеся из атомов элементов, незначительно отличающихся друг от друга по электроотрицательности: НС1, НВг, HJ, Н,0, HjS, NH3, СН,, PCI3, PCI5... 3. Вещества, образующиеся из атомов элементов, резко отличающихся друг от друга по электроотрицательности: NaCl, KjS, BaCl,, CaF,, Li,0, MgO... По распределению электронов в атомах, образующих химические соединения, химические связи можно разделить на три вида. Химическая связь Ковалентная связь Ионная связь Металлическая связь ( ГЛАВА ПТ ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ Ковалентная связь возникает между атомами, имеющими одинаковую или незначительно отличающуюся элсктроотрицательность. Рассмотрим, например, образование молекулы водорода в результате соединения атомов водорода. Это состояние можно записать также в упрощенном виде: Н + Н -----------------► Н : Н. При соединении двух атомов водорода два электрона образуют электронную пару, за счет чего возникает молекула Н,. В результате атомы водорода приобретают устойчивую электронную конфигурацию, то есть внещний энергетический уровень атома становится завсрщенным. — Связь атомов через посредство электронных пар называется ковалентной связью. в молекулах кислорода и азота N, связь между атомами можно представить в следующем виде: 151 51 Is • * •• :0*+.0: 25^ 2s^ 2р'‘ N @ 2) 5) 2s' 2р' и t Г ^ ffTl 11 t t 2р И И Is' • • •• :0“0: • • •• •• •• •N*+.N* ► N;;N Атом кислорода имеет 2 нечетных электрона. Атом азота имеет 3 нечетных электрона. В формулах каждая электронная пара, являющаяся общей для двух атомов, изображается черточкой (—): О = О, N = N. Вещество Молекулярная формула Электронная формула Структурная формула Водород н, Н ; Н Н - Н Кислород О, 0::0 0 = 0 Азот N, NiiN N = N ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ По числу электронных пар, участвующих в химической связи, можно узнать и валентность элемента: Н : Н — одновалентные атомы; О О — двухвалентные атомы; N — трех валентные атомы. В рассмотренной выше связи атомы элементов Н„ О, и N, имеют одинаковую относительную электроотрицательность. При этом общие электронные пары расположены на одинаковом расстоянии от ядер атомов, то есть симметрично. Вследствие этого образовавшаяся молекула является неполярной. — Химическая связь, которая возникает за счет образования электронных пар между атомами с одинаковой относительной электроотрицательностью, называется неполярной ковалентной связью. Электронные нары, возникающие между атомами с различной относительной электроотрицательностью, смешаются в сторону атома с большей электроотрицательностью. Рассмотрим, например, образование молекулы хлорида водорода — НС1: Н + С1: —► Н:С): Видно, что обшие электронные пары смешены в сторону атома хлора, имеюшего большую электроотрицательность. В результате атом хлора становится отрицательно заряженным, а атом водорода с меньшей электроотрицательностью — положительно заряженным, то есть молекула поляризуется. ^— Химическая связь, которая возникает за счет образования электронных пар между атомами с различной относительной электроотрицательностью, называется полярной ковалентной связью. Элементы знаний, умений и навыков: ковалентная связь, неполярная ковалентная связь, полярная ковалентная связь, электронная формула, структурная (графическая) формула, валентность, неполярная молекула, полярная молекула. ( ГЛАВА 11Г ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ О _ ; Вопросы и задания 1. Какие типы химических связей вы знаете? 2. Какая связь называется ковалентной? 3. Аргументируйте примерами образование неполярной ковалентной связи. 4. Чем отличается полярная ковалентная связь от неполярной? 5. Запишите в тетради электронные и структурные формулы молекул следующих веществ: С1,, HF, H,S, РН,. 6. Объясните, почему молекулы инертных газов являются одноатомными. § 19 ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНАЯ СВЯЗЬ NH3 — одна: При образовании каких соединений молекула аммиака служит донором? В некоторых молекулах имеются атомы, электронные нары которых не участвуют в образовании химических связей, так называемые свободные пары. Н:0: Например, в молекуле воды Н,0 их две: jj , в молекуле аммиака H:NH Н Некоторые атомы и ионы, или атомы, составляющие молекулу, обладают свободной орбиталью. Между атомами, свободные электронные пары которых не участвовали в образовании химической связи, и атомами, имеющими свободные орбитали, возникает химическая связь. Эта связь, как и ковалентная, осуществляется за счет общих электронных пар. Однако общая электронная пара относится только к одному атому, иредоставивщему электронную пару. Он называется донором (“дающий”), другой атом, соединяющийся с ним через свободную орбиталь, называется акцептором (“принимающий”): NH3 + nh;. в молекуле аммиака имеется одна свободная электронная пара, относящаяся к атому азота, а ион водорода имеет свободную орбиталь. Химия, 8 класс ш ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ H:N:H + Н' Н Н H:N:H Й Ион аммония является ионом с донорноакцепторной связью. Атом азота —донор, ион водорода — акцептор. — Связь, которая возникает между атомом с электронной парой, не участвовавшей в образовании химической связи, и атомом со свободной орбиталью, называется донорно-акцепторной или координационной связью. В атоме кислорода молекулы воды содержатся две электронные пары, не участвующие в химической связи: Н:0: Н Атом кислорода присоединяет к себе ион водорода за счет своей свободной электронной пары и образует ион гидроксония: Н:ё: +Н"^-Н -| + Н:0:Н Н (в ионе водорода Ь-орбиталь свободная, то есть без электронов). В молекуле воды атом кислорода — донор, ион водорода — акцептор. Элементы знаний, умений и навыков: донорный атом, акцепторный атом, донорно-акцепторная связь. •'Й Вопросы и задания 1. Какая связь называется донорно-акцепторной? 2. Какие свойства и различия существуют между ковалентной и донорно-акцепторной связью? 3. Приведите примеры атомов, на внешнем электронном слое которых имеются свободные орбитали. 4. Сколько нераспределенных электронных пар содержит атом хлора в молекуле хлорида водорода? ( ГЛАВА IIГ ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ §20 ИОННАЯ СВЯЗЬ Существует ли сходство между ионами хлора и калия и электронной структурой атомов аргона? Если да, то почему их свойства различны? Вы знакомы с соединениями, образованными атомами, которые резко отличаются друг от друга но электроотрицательности (NaCl, K,S, LiF, CaO и др). Какой вид химической связи встречается в молекулах, образованных такими атомами? Чтобы ответить на этот вопрос, вспомним сначала строение атомов элементов (табл. 17). Таблица 17 Строение атомов элементов С1, Аг и К Элемент Символ элемента Заряд ядра атома Число электронов на внешних энергетических уровнях («) 1 2 3 4 Хлор С1 +17 2 8 7 - Аргон Аг +18 2 8 8 - Калий К +19 2 8 8 1 Как видно из табл. 17, на внешнем энергетическом уровне атома хлора находятся 7 элеюронов, атома аргона — 8, атома калия — 1. Для завершения внешнего энергетического уровня атома хлора недостает одного электрона. У атома калия один электрон лишний. При столкновении атомов хлора и калия атом хлора принимает этот электрон, в результате энергетический уровень хлора заполняется восемью электронами. Атом калия, отдавая один электрон, обнажает свой третий энергетический уровень, образуя завершенный электронный слой с восемью электронами. Атом хлора, принимая один электрон на свой внешний энергетический уровень, иреврашается в отрицательно заряженный ион, атом калия, отдав один электрон, иреврашается в положительно заряженный ион: + 1ё С1« 2) 8) 7) К« 2) 8) 8) 1) “ 1 ё С1-> к+ ^ 2) 8) 8), Я) 2) 8) 8). ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ Металлы, отдавая электроны из внешних энергетических уровней, легко превращаются в положительно заряженные ионы. Наоборот, неметаллы легко присоединяют электроны на свой внешний энергетический уровень и преврашаются в отрицательно заряженные ионы. Ионы — это заряженные частицы. Атомы, отдавая или присоединяя электроны, превращаются в заряженные частицы, или ионы. Число электронов, присоединенных или отданных атомами, определяет величину заряда. Противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу. Связь, которая возникает между ионами, называется ионной. Вещества, образованные в результате взаимного соединения ионов, называются ионными соединениями. К ионным соединениям относятся соединения, образованные металлами, галогенами, кислородом и серой. Например, NaCl, КВг, CaJ„ Li,0, Na,S и др. Связи, возникаюшие в солях между ионом металла и кислотным остатком, в щелочах между ионом металла и гидроксильной группой, также имеют характер ионной связи. Таким образом, в химических связях важное значение имеют валентные электроны элементов, которые образуют электронные пары между атомами. По положению электронов, участвующих в химических связях между атомами, вещества делятся на соединения с неполярной ковалентной, полярной ковалентной, донорно-акцепторной и ионной связью. Элементы знаний, умений и навыков: ионы, положительно заряженные ионы, отрицательно заряженные ионы, ионная связь, ионные соединения. Вопросы и задания 1. 2. Какая связь называется ионной? Какие сходства и различия существуют между основными видами химических связей? Укажите электронную конфигурацию ионов Mg-^ и F и сопоставьте ее со строением атома неона. ( ГЛАВА in ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ §21 КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ РЕШЕТКА в какой зависимости находятся физические свойства твердых веществ и природа химических связей между частицами вещества? В обычных условиях все вещества обладают различными физическими свойствами и находятся в твердом, жидком или газообразном состоянии. В отличие от молекул газообразных веществ, молекулы твердых веществ не рассеиваются, а в отличие от молекул жидких веществ — не просачиваются и не изменяют форму вещества (вспомните знания, полученные в курсе физики). Следовательно, твердые вещества образуют в пространстве определенную форму и имеют объем. Внещний вид и физические свойства твердых веществ зависят от природы химических связей между частицами, образующими эти вещества. Эти частицы (ионы, атомы и молекулы) распола1'аются в определенном порядке (кро.ме аморфных веществ). Так, частицы KpncTajuiOB образуют во всем объеме рещезку определенной формы, которая называется кристаллической решеткой. В зависимости от вида частиц, образующих кристаллические рещетки, они делятся на четыре типа. 1. Ионная кристаллическая решетка. В узлах кристаллической рещетки расположены положительно и отрицательно заряженные ионы, связанные между собой ионной связью. Например, вещества с ионной кристаллической рещеткой — это соли типичных металлов (NaCl, KNO3, CuSO^), щелочи (NaOH, КОН, Са(ОН),) и некоторые оксиды. 2. Атомная кристаллическая решетка. В узлах кристаллической рещетки расположены атомы, связанные между собой ковалентной связью. Например, атомную кристаллическую рещетку имеют такие простые вещества, как алмаз, графит, кремний, германий, бор и др. 3. Молекулярная кристаллическая решетка. В узлах кристаллической рещетки расположены молекулы. Например, в узлах кристаллической рещетки простых веществ молекулы с неполярной ковалентной связью (Н,, Nj, Oj, Cl,, Р^, Sj в твердом состоянии), а также молекулы с полярной ковалентной связью (Н,0, НО, со,, H,S в твердом состоянии). ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ 4. Металлическая кристаллическая решетка. В узлах кристаллической решетки расположены атомы металлов и положительно заряженные ионы, связанные между собой металлической связью. Например, такая решетка свойственна всем металлам (Na, Ва, Zn, А1, Си, Аи). Свойства. В узлах кристаллической решетки поваренной соли содержатся ионы натрия (Na^) и хлора (С1“). Эти противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу посредством ионной связи, а ионы Na"^ и Na"^, С1“ и С1“ отталкиваются друг от друга. В результате ион Na"^ с шести сторон окружен ионами С1“ , ион С1“ также окружен с шести сторон ионами Na"^. Благодаря расположению ионов в определенном порядке кристаллы поваренной соли приобретают кубическую форму (рис. 12). Ионы весьма прочно связаны между собой посредством ионной связи, что обусловливает прочность, трудную растворимость и нелетучесть ионных соединений. В узлах кристаллов вешеств, имеюших атомную кристаллическую решетку, например, алмаза, находятся атомы углерода, которые образуют с четырьмя соседними атомами углерода кристаллы в форме пирамиды (геграэдра). При этом каждый атом притягивается к соседнему посредством ковалентной связи. В узлах молекулярной кристаллической решетки кристаллических вешеств расположены молекулы, которые притягиваются друг к другу благодаря силе межмолекулярного притяжения. Сила взаимного притяжения молекул весьма слаба по сравнению с ионной и ковалентной связью, поэтому вещества, образуюшие молекулярную кристаллическую решетку, легко плавятся и улетучиваются. Например, сахар легко растворяется, йод или камфора легко улетучиваются. Вешества, находящиеся в обычных условиях в жидком или газообразном состоянии. 1111 -с-с-с-с- 1111 -с-с-с-с- 1111 -с-с-с-с- 1111 -с-с-с-с- 1111 /к с /^1 \ / с-с с с с 'V /|\/|\/|\ /|\ ^ О в Рис. 12. Строение криста.алической решетки поваренной соли (а), графита (б) и алмаза (в) ( ГЛАВА III ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ при охлаждении переходят в твердое состояние. Вода может превратиться в лсд, а диоксид углерода перейти в состояние “сухого” льда. Элементы знаний, умений и навыков: кристаллическая решетка, ионная, атомная, молекулярная, металлическая кристаллическая решетка. ' Вопросы и задания 1. Какие типы кристаллических решеток вы знаете? 2. Каковы физические свойства веществ с ионной кристаллической решеткой? 3. Сопоставьте свойства веществ с молекулярной, ионной и атомной кристаллической решеткой. 4. Постройте модель кристаллов поваренной соли с помощью пластилина черного и зеленого цвета и спичечных палочек. §22 СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ В СОЕДИНЕНИЯХ Как изменяются степени окисления элементов при получении меди путем восстановления оксида меди (II) водородом? В соединениях с полярной ковалентной и ионной связью электроны, участвуюшие в химических связях, смешены в сторону атома с большей электроотрицательностью или полностью переходят к ним. Атомы, отталкиваюшие от себя электроны, называются атомами, отдающими электроны. Атомы, притягиваюшие к себе электроны, — атомами, присоединяющими электроны. Число электронов, отданных и присоединенных атомами, называется степенью окисления этих атомов. Если элемент отдает один электрон, степень окисления равна +1, если присоединяет, —1; если отдает два электрона, степень окисления составляет +2, если присоединяет , —2; если отдает три электрона, степень окисления равна +3, если присоединяет, —3. Пояснение. При написании зарядов ионов величина заряда ставится перед знаками плюс “+” или минус Например: ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ S-~, АР^ . А при написании степени окисления элементов ее значение записывается после знаков плюс “+” или минус ” . Например, Na^', АР^ S“- и т.д. В веществах с неполярной ковалентной связью, то есть в простых веществах, степень окисления элемента равна нулю, так как общие электронные пары между атомами не сдвинуты в сторону какого-либо атома, то есть распределены равноценно. Например: Н,, CL, N,, S , Fe . Определение степени окисления атомов в молекуле сульфида алюминия. 1. Символ элемента (электроположительного), отдавщего электрон, записывается первым, символ элемента, присоединивщего электрон (электроозрицательного), записывается вторым. Например, APS^. Следовательно, алюминий отдает элекзрон, а сера — принимает. 2. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеется три электрона, а атома серы — щесть. Атом серы электроотрицателен относительно атома алюминия и принимает на внещний энергетический уровень два элекзрона, поэтому степень окисления серы равна —2. Атом алюминия отдает три электрона с внешнего энергетического уровня, и степень его окисления равна +3. Два атома алюминия отдают по три электрона каждый трем атомам серы; Sf^ . Сумма степеней окисления атомов химических соединений всегда равна нулю: Alj^S"-— 2(+3) + 3(—2) = 0. Определение степени окисления фосфора в фосфорной кислоте НзРО, . 1. Самый электроотрицательный элемент фосфорной кислоты — это кислород. Он принимает два электрона, и степень окисления его составляет —2. Степень окисления водорода равна +1. 2. Сумма степеней окисления атомов фосфорной кислоты равна нулю: Нз^> РО72 - 3(+1) + X + 4(-2) = 0, 3 + х -8 = 0, х = +8 - 3 = +5. Следовательно, степень окисления фосфора +5: Н3' При определении степеней окисления химических элементов следует помнить, что: ( ГЛАВА III ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ • В простых веществах степень окисления атомов равна нулю (N,. О,, С1,, NV О3, Р. S. С, Na, Mg, Al, Fe...): • степень окисления атомов металлов всегда иоложите;гьна; • степень окисления неметаллов бывасг как положительной, гак и отрпиатсльной, за исключением фтора, степень окисления которого равна —1. Например, степень окисления водорода в его гидридах, образуемых с металлами, составляет —1, в других соединениях +1. Атом кислорода в соединениях с фтором отдает электрон атому фтора, поэтому степень окисления его равна +2, тогда как в остальных соединениях этот показатель составляет —2 . В пероксидах степень окисления кислорода равна —1. Нанример, НРз- Н^‘ - 0-‘ - О ‘ - Н+‘ (рис. 13). • Высшая степень окисления элементов основной нод1руниы соответсгвуст номеру 1'рунпы. в когорой они находятся: Na". Mg"\ АР\ SP1 Р^\ S+fi. СГ. • Высшая степень окисления элементов побочной подгруппы гакже равна номеру группы. 12 3 4 Так, Мп (+2^ 2) 8) 8+5) 2) • Марганец — элемент седьмой группы, поэтому его высшая степень окисления равна +7. • Низшая степень окисления элемента равна разности числа 8 и количества валентных элек-гронов. Например, сера является элементом седьмой группы и имеет шесть валентных электронов. Отсюда степень окисления серы равна: (8 — 6 = 2) —2 . Элементы знаний, умений и навыков: степень окисления, соединения со степенью окисления, равной нулю, отрицательная степень окисления, положительная степень окисления, степень окисления элементов в соединениях. Рис. 13. Мояекуяа пероксида водорода ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ ■и Вопросы и задания 1. Что вы понимаете под степенью окисления химических элементов? 2. Как определяется степень окисления элементов? 3. Определите степени окисления элементов в следующих соединениях: ВеС1,, SiOj, ХеО„ GIF,, НМпО„ K^Crp,. §23 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Как вы объясните восстановление атома хлора при образовании поваренной соли? В зависимости от того, изменяются или не изменяются степени окисления атомов элементов, участвующих в химических реакциях, они подразделяются на две группы. 1. Реакция взаимодействия оксида меди (II) и серной кислоты: СиО + H,SO, = CuSO, + Н,0. Степени окисления атомов веществ, участвующих в реакции, после реакции не изменились. +2 -2 +1 +6-2 +2 +6-2 +1 -2 СиО+ Н, SO4 = CUSO4 + H2O. Такие реакции не являются окислительно-восстановительными. 2. Реакция натрия с хлором: 2Na4Cl^ = 2NaCJ . В этой реакции атомы натрия отдают электроны с внешнего энергетического уровня атомам хлора: 2ё J 2Na + Cl2 =2NaCl. В результате реакции атомы натрия отдают один электрон и приобретают степень окисления +1, а атомы хлора принимают электроны и их степень окисления составляет —1. ( ГЛАВА ПТ ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ При изучении химических свойств кислорода вы узнали, что кислород является окислителем. Рассмотрим это понятие с точки зрения электронного строения атомов. Вступая в реакцию с металлами, неметаллами и сложными веществами, атом кислорода принимает два электрона, чтобы заполнить свой внешний энергетический уровень, и его степень окисления составляет —2 . 4ё 4е i 1 +2-2 2Mg“ + О" = 2MgO , 12ё I ”1 +4 S® +0“ = S02■^ ^ 20е 2в\ S + 30® = 2 +2 HjO , 4Р“ + 50® = 2P2 0j"^ • А при изучении свойств водорода мы наблюдаем следующие процессы: 2ё Г 6ё +3 ^ +1 Си о" + Н® = Си® + РегОз+ЗН® = 2Fe® + ЗН2О. Металлы с положительной степенью окисления принимают от атома водорода два электрона и их степень окисления становится равной нулю, а атом водорода отдает электрон и проявляет степень окисления +1. Реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. В окислительно-восстановительных реакциях атом элемента или ион, присоединивший электрон, называется окислителем, атом элемента или ион, отдавший электрон, называется восстановителем. В химическом процессе окислитель, принимая электрон, восстанавливается, восстановитель, отдавая электрон, окисляется. В химических процессах металлы всегда отдают элекзроны. Следовательно, металлы всегда являются восстановителями. Неметаллы же (за исключением фтора) в химических процессах могут быть и окислителями, и окислителями, и восстановителями. Например, если в реакции ш ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТТП) S” + о” = S'^02^ атом серы отдает атому кислорода четыре электрона и окисляется, то в реакции S'^ + Н” = атом серы принимает два электрона и восстанавливается. В химических процессах степени окисления элементов изменяются в зависимости от количества отданных и принятых электронов (см. схему): Принимает электрон. Окислитель (во€сганав.жвается). электрон. Восстаиовитель (окисляется). Если степень окисления элемента изменяется с —3 на +5: 1) он отдает 8 электронов; 2) является восстановителем; 3) окисляется. Если степень окисления элемента изменяется с +4 на —2; 1) он принимает 6 электронов; 2) является окислителем; 3) восстанавливается. Элементы знаний, умений и навыков; окислительно-восстановительные реакции, окислитель, восстановитель, только окислитель, только восстановитель, и окислитель, и восстановитель. Вопросы и задания 1. Рассмотрите следующие два уравнения химических реакций и докажите, какая из них является окислительно-восстановительной: 1) КС1 + AgNOj = KNOj + AgCl; 2) FeO + СО = Fe + СО,. 2. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? ( ГЛАВА III ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ 3. в какой из приведенных реакций водород является окислителем, а в какой — восстановителем? 1) 2U + Н, = 2UH; 2) HgO + Н, = Hg + Н,0. 4. Сколько электронов отдает атом серы при изменении его степени окисления с —2 на +4 (S'-->S^‘')? Чем является сера в этом случае — окислителем или восстановителем? §24 СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИИ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ На что нужно обращать внимание при написании уравнений и проставлении коэффициентов окислительно-восстановительных реакций? Число электронов, присоединенных окислителем (атом, ион), учас1-вующим в химической реакции, должно быть равно числу электронов, отданных восстановителем. Рассмотрим примеры по написанию уравнений окислительно-восстановительных реакций, их уравниванию и определению веществ (.молекул, атомов, ионов), являющихся окислителями и восстановителями. Пример 1. При растворении металла алюминия в соляной кислоте образуется соль хлорида алюминия и выделяется водород. Если станет известно, что реакция окислительно-восстановительная, уравняйте ее методом электронного баланса. Решение. Подчеркнем элементы, степени окисления которых изменились в данном химическом процессе, и заиищем над каждым элементом его степень окисления: 1+3 АГ С1з + Н" • А1" + Н*‘С1 (Степень окисления хлора, участвующего в химическом процессе, до и после реакции не изменилась). Составим схему, отражающую число электронов, принятых и отданных окислителем и восстановителем: 2 А1® - Зе —+ АГ^ 3 (восстановитель — окисляется), 3 21Г + 2ё —» Ы® 2 (окислитель — восстанавливается). ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ Количество электронов, принятых окислителем, является коэффициентом восстановителя, а число электронов, отданных восстановителем, — коэффициентом восстановленного вещества; 2А1 + НС1 AICI3 + ЗН,. Исходя из поставленных в уравнение коэффициентов, уравняем реакцию; 2А1 + 6НС1 2А1С1, + ЗН„ Пример 2. При взаимодействии алюминия с разбавленной азотной кислотой образуются нитрат алюминия, оксид азота (1) и вода. Уравняйте эту химическую реакцию методом электронного ба;ганса. Решение. Запишем уравнение реакции и определим элементы, степени окисления которых изменились; А1“ + HNO3 ^ А1(КОз)з + N2O + Н.О. В данном химическом процессе атом алюминия отдает три элекзрона и проявляет степень окисления +3, степень окисления азота изменяется с +5 на +1, так как каждый атом азота присоединяет по четыре электрона, то есть восемь электронов; 8 I А1“ — Зе ^ АГ^ I 3 (восстановитель — окисляется), 3 I 2N'^^ + 8е ^ 2№‘ | 8 (окислитель — восстанавливается). 8А1 + HNO3 ^ A1(N03)3 + 3N,0 + Hfi. Исходя из поставленных в уравнение коэффициентов 8 и 3 уравняем реакцию; 8А1 + 3OHNO3 8A1(N03)3 + 3Np + ISH.O. Пример 3. В результате прокаливания перманганата калия выделяются манганат калия, оксид марганца (IV) и кислород. Запишите уравнение этой реакции и уравняйте ее. Чему равна сумма всех коэффициентов? Решение. Запишем уравнение реакции и отметим элементы е изменившимися степенями окисления; КМп04 ^ КзМпО^ -I- МпО, + О”. Атомы марганца, имеющего степень окисления +7, являются окислителем, а атомы кислорода, имеющего степень окисления —2, — восстановителем; ( ГЛАВА Ш ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ [Мп*^ +1ё^ Мп^ +Зс-^Мп^ 1| 20-^ - 4ё^0^’ 4 (окислитель), 4 (восстановитель), 2КМпО, = KjIVInO, + МпО, + О,. Ответ: Сумма коэффициентов равна 5. — Окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества, и обмен электронами происходит между частицами этого вещества. Окислительно-восстановительные реакции такого типа называются внутримолекулярными окислительно-восстановительными реакциями. Пример 4. При расщеплении пероксида водорода при участии катализатора (МпО^) образуются вода и кислород. Запишите уравнение реакции и уравняйте ее. Решение. Н,0-‘ ^ Нр-^- +0«. Степень окисления атомов кислорода в молекуле пероксида водорода равна -1: [Н-О"' - 0“' - Н]. Часть атомов кислорода, имеющего степень окисления —1, проявляет степень окисления —2, другая часть —0: 2 i О-' + 1 е" ^ 0-2 1 I 0-‘ - 2е“ 02 1 окислитель, I 2 восстановитель. 2Н,0, ^ 2Н,0 + О,. — Окислительно-восстановительные реакции, в которых часть атомов одной молекулы, имеющих проме,жуточную степень окисления, проявляет большую степень окисления, а другая часть — низшую степень окисления, называются реакциями диспропорционирования. Элементы знаний, умений и навыков: умение распознавать окислительно-восстановительные реакции, определять степени окисления элементов, участвующих в химическом процессе, распознавать элементы, отдающие и присоединяющие электроны, классифицировать окисли- ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ тельно-восстановительные реакции, межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования. 9^ ■'Й Вопросы и задания 1. 2. 3. Вставьте коэффициенты в уравнения следующих реакций: a) Р + Oj = PjO.; Fe + Cl, = FeCl,; 6) Cu + HNO3 = CulNO,)^ + NO + H,0; b) A1 + Oj = Al,0,; Na + S = Na’S; r) NO, + Нр'= HNO3+ NO; Д) HCl + MnO, = MnCl, + Cl, + H,0; e) FeS^ + O, = Fep, + SO,. При восстановлении меди (II) оксидом водорода образуется 0,25 моля меди. Запишите уравнение этой реакции, вставьте коэффициенты, определите вещества, являющиеся окислителями и восстановителями. Какой объем (л,н.у.) водорода участвовал в реакции? Соль сульфат железа (II) в кислотной среде вступает в реакцию с перманганатом калия; FeSO, + КМпО, + HjSO, = Fe,(SO,)3 + K,SO, + MnSO, + Н,0. Уравняйте уравнение реакции. Сколько граммов или молей окислителя потребуется для окисления 1 моля FeSO,? НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример 1. Определите степени окисления марганца и хрома в соединениях КМпО^ и К,Сг,0,, зная, что сумма степеней окисления элементов в соединении равна нулю. Решение. Сумма степеней окисления элементов, входящих в состав любого вещества, равна нулю. Степень окисления калия всегда равна +1. Степень окисления кислорода в данных соединениях равна —2. Степени окисления марганца и хрома неизвестны. В КМпО, +\ +Х + (-2) -4 = 0, ( ГЛАВА Ш ) ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ +1 + X -8 = О , откуда X = +8 — 1 = +7. Следовательно, степень окисления марганца в КМпО^ равна +7. В К,СГзО, +2 + 2Х+ (-2) -7 = 0, +2 + 2х - 14 = о, 2х= +14 - 2 = +12, откуда X = +12 : 2 = +6. Следовательно, степень окисления хрома в К,Сг,0, равна +6. Пример 2. Какой элемент окисляется и какой восстанавливается в следующих реакциях между простыми веществами? 1) 2Hg + О, = 2HgO; 2) N, + ЗН, = 2^Щ 3) Са + С1,'= СаС!^; 4) Cf, + 2НС1. Решение. Элемент, отдавший электрон, является восстановителем и окисляется. Элемент, присоединивший электрон, является окислителем и восстанавливается. +2 1. В реакции 2Hg® + 02 = 2HgO ■ кислород восстанавливается, ртуть окисляется. -3 2. В реакции Nj+311, =2NIl3 азш' присоединяет электроны и восстанавливается, водород отдает электроны и окисляется. +■2 3. В реакции Са**-!-Clj = CaCl2‘ кальций отдает электроны и окисляется, хлор присоединяет электроны и восстанавливается. +1-1 4. В реакции С1"+11“ = 2НС1 хлор присоединяет электроны и восстанавливается, водород отдает электроны и окисляется. Пример 3. Концентрированная азотная кислота, являюшаяся сильным окислителем, вступает во взаимодействие с цинком. При этом протекает следуюшая реакция: Zn + HNO3 -+ Zn(N03)2 + N0,+ + HjO. Уравняйте уравнение этой реакции методом электронного баланса. Решение. 1) по уравнению реакции определим элементы с изменившимися степенями окисления и запишем над символами элементов их степени окисления: Zn4 нЙОз^ Zn(N03)2+N02 + Н^О; 2) определим элементы, присоединившие или отдавшие электроны: 7 — Химия, 8 класс ш ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ ( ГЛАВА ТЮ Zn« - 2е = Zn^\ N+5 + 1е = №4. 3) суммы степеней окисления окислителя и восстановителя, присоединившего или отдавшего электроны, должны быть равны между собой. Уравняем электроны: 1 I Zn« - 2е“ = Zn+2| 2, 2 I №' + 1 е = I 1; 4) подставим коэффициенты в уравнения реакций, исходя из того, что один атом цинка отдает двум атомам азота, перешедшего в N0,, по одному электрону: Zn + HNO3 = Zn(N03), + 2N0, + Н3О; 5) на основе предыдущего действия уравняем уравнение: Zn + 4HNO3 = Zn(N03), + 2NO2 + 2Нр. А ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Запишите по три формулы веществ с неполярной ковалентной, полярной ковалентной и ионной связью. Опишите их молекулярное строение и электронные формулы. 2. Связана ли электроотрицательность химического элемента с его местоположением в периодической таблице? Аргументируйте свой ответ. 3. Какая из молекул прочнее: йодид кальция или бромид кальция? Обоснуйте свой ответ. 4. Что вы понимаете под степенью окисления элемента? Определите степени окисления атомов следуюших вешеств: 1) LiF; 2) NH,; 3) О,; 4) 5) MgJ^; 6) Р,. 5. Определите степень окисления хрома в соединениях: СгО; CTjOj; CrOj; К,Сг,0,. 6. Определите степень окисления водорода в соединениях: H,S; Н,0; РН,; Нр,; NaH; СаН,. 7. Для окисления железа израсходовано 5,6 л (н.у.) кислорода. Сколько граммов угара образовалось в результате реакции? Определите количество вешества окисленного железа. jL ГЛАВА IV \ Н ОН он' ^^-ОН' ' ' он он ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ §25 ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ проводит ли раствор поваренной соли электрический ток? А раствор сахара? Вы хорошо знаете, что металлы обладают свойством проводить электрический ток. Проводят ли электрический ток другие вещества? Об этом мы узнаем из следующего опыта. Соберем прибор, показанный на рис. 14, поместим его электроды в поваренную соль и подключим к сети постоянного электрического тока. Лампочка не загорается. При опускании электродов в дистиллированную воду лампочка также не загорается. Следовательно, твердая поваренная соль и дистиллированная вода не пропускают электрический ток. Теперь опустим электроды в водный раствор поваренной соли. Лампочка загорается. Следовательно, водный раствор поваренной соли проводит электрический ток. Таким способом можно проверить электрическую проводимость любого вещества. В зависимости от проводимости или непроводимости электрического тока все вещества подразделяются на две группы: электролиты и неэлектролиты. Рис. 14. Прибор для определения электрической проводимости растворов ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ С ГЛАВА ivn Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. К электролитам относятся кислоты, щелочи и соли. Вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. К неэлектролитам относятся вещества с неполярной ковалентной связью, метан, диоксид углерода, сахар, спирты и дистиллированная вода. Электролиты проводят электрический ток только в растворенном в воде или расплавленном состоянии. В кристаллическом состоянии они плохо проводят или вообще не проводят электрический ток. Элементы знаний, умений и навыков: электролиты, неэлектролиты, умение определять электропроводимость различных веществ. 'Ч Вопросы и задания 1. Какие вещества называются электролитами? 2. Какие вещества называются неэлектролитами? 3. Какие из указанных веществ проводят электрический ток: спирт, серная кислота, хлорид серебра, едкий натр, жидкий кислород, спиртовый раствор йода? 4. Что необходимо сделать, чтобы повысить электропроводимость 98%-ной серной кислоты? 5. Чем объясняется электропроводимость металлического натрия? §26 ТЕОРИЯ электролитической ДИССОЦИАЦИИ Почему электролиты проводят электрический ток только в водном растворе или в расплаве? Почему водные растворы или расплавы электролитов проводят электрический ток, а водные растворы неэлектролитов не пропускают его? с ГЛАВА IV ) ТЕОРИЯ электролитической диссоциации На этот вопрос дал ответ в 1887 г. шведский ученый С.Аррениус, создавший теорию электролитической диссоциации. За научные исследования в области электролитов С.Аррениус в 1903 г. был удостоен Нобелевской пре.мии. С.Аррениус 1859-1927 Согласно этой теории, все электролиты — соли, кислоты, а также щелочи — при растворении в воде или в расштаве разделяются на ионы. Например: КС1 К"+С1- или NaOH т± Na^+OH". Ионы — это положительно заряженные (катионы) или отрицательно заряженные (анионы) частицы. Частицы могут быть представлены также одним или группой из нескольких атомов. Однако атомы и ионы резко отличаются друг от друга. Так, натрий, обладая едким свойством, является сильным восстановителем, хлор, будучи сильным ядом, является окислителем. А поваренная соль, состоящая из ионов натрия и хлора, вам хорощо известна (табл. 18). Таблица 18 Электронное строение атомов и ионов натрия и хлора Атом натрия Ион натрия Nao 2) 8) 1) 2.v2 2/’ Зл' Na ' 2) 8) W 2s^- 2/ Атом хлора Ион хлора С1« 2) 8) 7) 1.^2 2^2 2/ 3.^2 Ър^ С1 ‘ 2) 8) 8) Ь2 2^2 2р^ 3.^2 3/ Распад на ионы соединений с ионной связью при образовании водных растворов называется диссоциацией. Этот процесс можно объяснить следующим образом. Вы уже знаете, что поваренная соль в твердом состоянии не пропускает электрический ток. При растворении в воде она разделяется на ионы, так как: 1) кристаллы поваренной соли представляют собой соединения с ионной связью и в узлах их кристаллической рещетки расположены ионы (см. рис. 15); 2) молекула воды образована за счет полярной ковалентной связи и имеет строение, показанное на рис. 16; ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ ( ГЛАВА 1УП Рис. 15. Строение кристалла поваренной соли 3) поваренная соль при растворении в воде диссоциирует по схеме, показанной на рис. 17. Таким образом, при растворении в воде кристаллы поваренной соли под воздействием поляризованных молекул воды образуют гидратированные ионы. Атомы водорода и метадшов превращаются в катионы, отдавая электроны, а атомы аммиака — присоединяя протоны за счет электронной ггары, не участвующей в образований химической связи (Н"*^, Na^, Zn-"^, NH”''"). Кислотные остатки и гидроксильные группы являются анионами. В электрическом поле движение ионов происходит следующим образом (см. рис. 18). Положительно заряженные ионы притягиваются катодом. Поэтому их называют катионами. Отрицательно заряженные ионы притягиваются анодом, поэтому их называют анионами. Рис. 17. Растворение поваренной соли в воде Рис. 18. Движение ионов к электрическим полюсам с ГЛАВА IV ) ТЕОРИЯ электролитической диссоциации Соли и щелочи при плавлении также делятся на ионы за счет усиления колебательных движений частиц, приводящих к ослаблению связей между ними. Кислоты представляют собой сильно поляризованные молекулы и при растворении в воде тоже распадаются на ионы, но этот процесс происходит у них иначе, чем у солей и щелочей: Н:СЙ + Н:0:Н :С1: + Н Н:5:Н При растюрении хлорида водорода в воде атом юдорода отдает электрон и переходит в молекулу воды. В результате образуется ион хлора с одним лищним электроном и ион НзО"^ (гидроксония) с одним присоединенным протоном (ядро атома водорода). Следовательно, при растворении в воде НС1, НВг, H,S, HNO3, H,SO^ и других кислот образуется ион H.O* (гидроксоний). Ион гидроксония образует ионы воды и водорода: Н3О" t, + н,0. ве- Изучая донорно-акцепторную связь, вы узнали, что НзО"^ щество, образованное посредством донорно-акцепторной связи. Уравнение диссоциации кислот обычно записывают в более кратком виде. НС1 и Н*+ С1-; HNO3 № + NO3-; H^SO, 2Н+ + SO,^: Элементы знаний, умений и навыков: элекролитическая диссоциация, теория электролитической диссоциации, катионы, анионы, ионы, ионная кристаллическая рещетка, гидроксоний. "И На какие ионы делятся ВаС1,, ZnCl,, HjPO^, НРО3, КОН, Са(ОН), при растворении в воде? Запишите уравнения диссоциации хлорида аммония, нитрата меди (II), гидроксида ка.11ия и азотной кислоты. Чем отличаются друг от друга процессы растворения в воде КС1 и H,SO^? Чем отличаются друг от друга атом и ион калия? Атом и молекула хлора токсичны. Почему нетоксичен ион хлора? 0,1 моля соли А1з(80^з растворили в воде. Сколько ионов алюминия и сульфата содержится в этом растворе? Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. 6. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ ( ГЛАВА 1У~^ §27 ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛОТ, ЩЕЛОЧЕЙ И СОЛЕЙ При диссоциации каких веществ образуются только ионы водорода? 1. Кислоты. Все кислоты, растворимые в воде, дисеоциируют. При их диссоциации образуются ионы водорода и кислотный остаток: НВг ^ + Вт- HNO3 ^ Н++ NO3-. Диссоциация многоосновных кислот протекает в несколько этапов: H3SO, Н* + HSO 4 ’ HSO: н* + sor. 4 ^ Общие свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикатора, способность вступать в реакцию с основаниями, основными оксидами и со;гями — объясняются образованием ионов водорода при их диссоциации. Исходя из этого можно дать следующее определение кислотам. — Кислотами называются сложные вещества, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только ионы водорода. 2. Основания. При диссоциации всех водорастворимых оснований выделяются катионы металла (ион гидроксида аммония NH|) и анионы гидроксида (ОН“): NaOH Na^ + ОН*, Са(ОН), Са^^ + 20Н-. Все свойства, присущие водорастворимым основаниям — изменение цвета индикатора, способность вступать в реакцию с кислотами, кислотными оксидами и солями,— зависят от ионов ОН~ , образующихся при их диссоциации. ^— Основаниями называются сложные вещества, при диссоциации которых в качестве аниона образуются только ионы гидроксида (ОН“). 3. Соли. При диссоциации солей образуются катионы металла (в аммониевых солях катион NH^ и анионы кислотного остатка: NaNO] 2Na+ + NO3-, K,SO, ±5 2К" + SOf, АЦ50^)з ±5 2АР+ + 3 SOf. с ГЛАВА IV ) ТЕОРИЯ электролитической диссоциации Кислые соли диссоциируют, помимо ионов металла, на ионы водорода: NaHSO, Na"+ HSQ- HSO; Н^+ SOf. При диссоциации солей не образуются общие для всех солей ионы, поэтому они не имеют общих свойств. — Солями называются сложные вещества, при диссоциации которых наряду с катионами металла образуются анионы кислотного остатка (а в кислых солях и катионы водорода). Элементы знаний, умений и навыков: кислоты, щелочи и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Многостадийная диссоциация. О Г Вопросы и задания 1. Что такое ион гидроксония и как он образуется? Какой вид связи ггрисущ этому иону? 2. Запишите уравнение многостадийной диссоциации ортофосфорной кислоты. 3. Объясните общность свойств кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации. 4. Дайте определение основаниям и солям с точки зрения теории электролитической диссоциации. §28 СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ. СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ Почему уксусная кислота считается слабым электролитом? Отношение числа диссоциированных молекул к исходному числу растворенных молекул называется степенью диссоциации электролита, которая обозначается буквой а: а = п (число диссоциированных молекул) N (исходное число растворенных молекул) Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ ( ГЛАВА 1УП Если степень диссоциации равна 0,5, то это значит, что каждая из двух молекул распалась на ионы. Если а = 1, то на ионы распались все молекулы. При выражении степени диссоциации в процентах ее значение определяется так; если из ста молекул распались на ионы 85, то а будет равна 85%. Степень диссоциации зависит от природы растворенного электролита и растворителя, концентрации раствора, температуры среды. Поэтому вмесзх^ со степенью диссоциации указываются концензрация раствора и температура. Например, степень диссоциации 0,05 М серной кислоты при 18°С составляет 58 %. (^/— Электролиты с относительно высокой степенью диссоциации называются сильными. Они практически полностью диссоциируют в растворах любой концентрации. Большинство солей (NaCl, KNO^, BaCNO^^, FeSO^), кислот (НСЮ,, HNO3, H,SO,, HCl, HBr, HJ) и щелочей (NaOH, КОН, Са(ОН),, Ва(ОН),) считаются сильными электролитами. — Электролиты, степень диссоциации которых низка даже в разбавленных растворах, называются слабыми. Все органические и некоторые неорганические всиаюты (Н,СОз, НС10, H,S, HNO,, Н,СОз, Н^ЗЮз, НСЮ^ и др.), гидроксид аммония, нерастворимые гидроксиды металлов, вода считаются с;1абыми электролитами. Таблица 19 Характер кислот Кислота Формула Значение п Характер электролита Н„ЕО„„„ Е(ОН)„,0„ Серная H,SO, S(0H),0, 2 Сильный Сернистая HjSOj S(OH)jO 1 Слабый Азотная HN03 ЩОЩО^ 2 Сильный Азотистая HN03 N(OH)jO 1 Слабый Угольная НЗСОЗ C(OH)jO 1 Слабый Ортофосфорная НЗРОЗ Р(ОН)зО 1 Слабый Хлорноватистая нею CI(OH) 0 Слабый Хлористая нею. С1(0Н)0 1 Слабый Хлорноватая HC103 С1(0Н)0, 2 Сильный Хлорная нею, 4 С1(ОН)Оз 3 Сильный ( ГЛАВА IV ) ТЕОРИЯ электролитической диссоциации На основе общих формул кислородсодержащих кислот Е(0Н)^0^^ можно определить их характер. При п < 2 кислота считается слабой, при п >2 — сильной. Характер кислот в зависимости от числа атомов кислорода, не входящих в состав ОН" -группы, представлен в табл. 19. Сравнение характера электролитов по степени их диссоциации приемлемо только для растворов с одинаковой концентрацией, в остальных случаях этот способ неудобен. Поэтому для сопоставления характера слабых электролитов используется константа диссоциации. В водных растворах слабые электролиты диссоциируют частично, так как в растворе между молекулами и ионами слабого электролита возникает равновесие. Например, сн,соон Н^ + СН3СОО-. Отнощение произведения равновесных концентраций ионов Н"^ и CH^COO" к концентрации уксусной кислоты является константой диссоциации уксусной кислоты: [НМ[СНзСОО-] [СНЗСООН] где К — константа диссоциации, [Н"^] — молярная концентрация ионов водорода, [СНзСОО*] — молярная концентрация ионов ацетата, [СН3СООН] — концентрация молекул уксусной кислоты. Константа диссоциации электролита зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Последняя служит количественной характеристикой диссоциации соединений. Чем больще константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит. Вопросы и задания 2. 3. 4. 5. 'Ч Что такое степень диссоциации? От чего зависит степень диссоциации электролитов? Как можно повысить степень диссоциации раствора электролита? Как можно повысить степень диссоциации слабого раствора электролита? Что означает константа диссоциации? ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ ( ГЛАВА 1У~1 §29 ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ Какие индикаторы используются для определения среды раствора? Что такое индикатор? Реакции, протекающие в водных растворах электролитов, называются ионообменными, так как осуществляются с участием ионов, которые образуются при диссоциации электролита (табл. 20). Уравнения ионообменных реакций составляются путем записи ионных формул диссоциировавшего сильного электролита, молекулярных формул слабых электролитов, не растворимых в воде осадков, а также выделившихся газообразных вешеств. Ионообменные реакции подразделяются на три группы. 1. Реакции нейтрализации. Вы знаете, что индикаторы изменяют свою окраску в зависимости от среды раствора (рис. 19). Например, прильем к кислотному раствору (красного цвета) с лакмусовой добавкой немного шелочи. При этом окраска раствора станет фиолетовой. Это объясняется тем, что среда раствора crajra нейтральной: на + кон = КС1 + н,о. Запишем уравнение в ионном виде (вода очень слабый электролит и почти не распадается на ионы): KHtjio'iii с добавлением .лакмуса, цвет красный Дистиллирован ная вода или солевой раствор с лобавленнсч лакмуса, цвет фиолетовый Рис. 19. Изменение цвета индикатора в зависимости от среды раствора с ГЛАВА IV ) ТЕОРИЯ электролитической диссоциации + С1- + + он- = К+ + С1- + н,0. Сокращенное ионное уравнение реакции: Н" + ОН- = н,о. Следовательно, сущность реакции нейтрализации состоит в том, что ири связывании ионов Н"^, создающих кислотную среду, с ионами ОН- создающими щелочную среду, образуется вода. 2. Реакции, протекающие с образованием не растворимого в воде осадка, идут до конца. Например, BaClj + Na^SO^ = 2NaCl + jBaSO^. Образовавщийся в результате этой реакции сульфат бария не растворяется в воде, не делится на ионы. Уравнение реакции в ионном виде: Ва^2 + 2С1- + 2Na+ + SO,' = 2Na^ + 2С1- + |BaSO,. Ионы бария и сульфата, образовавщиеся при диссоциации электролита, связываясь друг с другом, образуют осадок (BaSO,). Запищем сокращенное ионное уравнение реакции: Ва'+ + SO f = iBaSO,. Составьте уравнение реакций между растворами BaCNOj), и K,SO, . Обратите внимание на их ионное уравнение. 3. Реакции, протекающие с образованием газообразного вещества, также идут до конца. Например, Na,S + 2НС1 = 2NaCl + H^ST • Запищем уравнение реакции в ионном виде: 2Na* + S'- + 2Н^ + 2С1- = 2Na^ + 2С1" + H^ST • Сокращенное ионное уравнение реакции: S'- + 2Н" = 2H2ST • Следовательно, сущность этой реакции состоит в том, что при связывании ионов и S'- образуется нерастворимое в воде газообразное вещество (табл. 20). ш— ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ С ГЛАВА 1У~1 Составьте уравнения реакций между растворами хлорида аммония и едкого натра в молекулярном, ионном и кратком ионном виде. Сравните сокращенное ионное уравнение с сокращенным ионным уравнением предыдущей реакции. Таблица 20 Характерные свойства ионов Ион в растворе Ион в реактиве Наблюдаемый показатель Н* Индикатор Цвет изменяется ОН Индикатор Цвет изменяется Na' - Окрашивает пламя в желтый цвет - Окрашивает пламя в фиолетовый цвет Са2+ COf Белый осадок Ва^+ SOf Белый осадок nh; он Газ с резким запахом. Запах аммиака он Синий осадок Zn-’+ он Белый осадок. При избытке ОН растворяется он Светло-зеленый осадок Fe3+ он Бурый осадок AP* он Белый осадок. При избытке ОН" растворяется Cl Ag^ Черно-серый осадок Br Ag' Светло-желтый осадок J- Ag' Желтый осадок so\ Н* Выделяется SO^ с резким запахом COl J Н* Выделяется СО,, загрязняюший известковую воду SOI Ва2+ Белый осадок PO^ Ag' Желтый осадок с ГЛАВА IV ) ТЕОРИЯ электролитической диссоциации Элементы знаний, умений и навыков: характерные свойства ионов, условия протекания до конца реакций между растворами электролитов. 7^. Вопросы и задания 1. 2. 3. Почему реакции нейтрализации идут до конца? Объясните на примерах. Приведите примеры реакций, сопровождающихся образованием осадка. Запишите уравнения реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде. Одна из причин протекания до конца реакций между растворами электролитов — образование газообразного продукта. Приведите примеры таких реакций и запишите их уравнения. Запишите уравнения следующих реакций в молекулярном, ионном и сокращенном ионном виде: а) Pb(N03), + NaCl ^ ..., б) На,СОз + H,SO^ ^..., в) КОН + HNO3 ^ ..., г) CuSO, + 2NaOH ^ ..., д) КС1, + AgNO, ^ ... §30 ГИДРОЛИЗ СОЛЕИ Происходят ли химические реакции при растворении солей в воде? Чистая вода является очень слабым электролитом, ее степень диссоциации равна а = 10“''. Но тем не менее она незначительно, но делится на ионы; Н,0 + ОН“. Концентрации ионов и ОН- в чистой воде одина- ковы: [Н"'^' = [ОН“]. При этом среда, содержащая равные количества ионов Н^ и ОН- , является нейтральной, среда с избыточным количеством ионов Н* — кислотной, а среда с избыточным количеством ионов ОН* — щелочной. Водные растворы отдельных солей изменяют цвет индикатора, что свидетельствует о том, что произошла химическая реакция (табл. 21). ф—t ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ С ГЛАВА 1У~1 Таблица 21 Отношение отдельных солей к индикаторам Растворы солей Влияние растворов солей на индикаторы лакмус фенолфталеин метилоранж Нитрат калия Цвет изменяется Цвет не изменяется Цвет не изменяется Нитрат алюминия Красный цвет Цвет не изменяется Розовый цвет Карбонат натрия Синий цвет Темно-красный цвет Желтый цвет При изучении ионообменных реакций вы узнали, почему реакции растворов электролитов идут до конца и при связывании ионов в растворе образуются недиссоциирующие вещества. Рассмотрим, чем обусловлены изменения, указанные в табл. 21. 1. Водный раствор соли нитрата калия не изменяет цвет индикатора: KNO3 +Н,0 ^ К* + NO3-+ Н,0; (Н/О 1=^ + ОН-). Ион калия К* образует с ионом ОН", возникщим в незначительном количестве при диссоциации воды, соединение КОН. Будучи сильным электролитом, КОН полностью распадается на ионы; КОН ^ К^ + ОН". Вещество HNO3, образованное в результате связывания ионов N03“ и Н^, также является сильным элекзролитом и разделяется на ионы: HNO3 ^ Н"^ + NO3-. Следовательно, среда водных растворов солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, является нейтральной. То есть такие соли не гидролизуются. — Слово “гидролиз” (от epe4.“gidro’ означает разделение. вода, “lizis” — отделение) 2. Соль нитрат алюминия является продуктом взаимодействия слабого основания и сильной кислоты. Такие соли гидролизуются. О гидролизе соли ни'фата алюминия можно судить но изменению цвета индикатора; А1(ЫОз)з+ Н,0; АР+ + 3NO,- + Н,0(Н" + ОН-) А10Н2+ + 3NO,- + Н\ с ГЛАВА IV ) ТЕОРИЯ электролитической диссоциации Ионы ОН“, образующиеся при диссоциации воды, связываясь с ионом образуют недиссоциирующий ион АЮН-"^. В результате в растворе наблюдается избыток ионов , что создает кислотную среду. В этом процессе ион АР"^ превращается в ион А10Н^+, а АЮН-"^, связываясь с еще одним ионом ОН", превращается в ион А1(ОН)^. Процесс продолжается, и накапливающиеся в растворе ионы останавливают диссоциацию воды и, следовательно, образование А1(ОН)_,. Для завершения процесса Al’"^ Al(OH)-'^ -►АЦОН)^ -+ А1(ОН)з необходимо избавляться от избыточных ионов Н"^. — Среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, является кислотной. 3. Соль карбонат натрия является продуктом взаимодействия сильного основания и слабой кислоты. В водных растворах таких солей также происходит химический процесс. О том, что среда являетея щелочной, можно узнать по изменению цвета индикатора (см. табл. 21). При растворении в воде солей, образованных еильными основанием и слабой кислотой Na2C03+ Н,0; 2Na^+ COf + НзО(Н*+ ОН") ^ 2Na^+ НСО]+ ОН', анион слабой кислоты связывается с ионом Н^, возникшим при диссоциации воды, и образует недиссоциирующий ион НСОз“. Ион НСОз“, связывая очередной ион Н"^, должен образовать Н^СОз. Однако этого не проиеходит, так как ионы ОН~ в растворе препятствуют диссоциации очередной молекулы воды. Для завершения процесса гидролиза нeoбxoдиvю избавляться от избыточных ионов ОН~. ^— Среда водных растворов солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, является щелочной. 4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, полностью гидролизуются с образованием слабого основания и слабой кислоты: 8 — Химия, 8 класс 'ф—t ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ С ГЛАВА ivn А1,5з + ЗН^О 2А1(ОН)з| + ЗНз5|. Среда же раствора определяется относительной силой образовавшихся основания и кислоты. Следовательно, если сильнее основание, среда слабощелочная, если сильнее кислота, среда слабокислотная, если же силы основания и кислоты равны, среда будет нейтральной. Реакции между солями и водой называются гидролитическими. Образование слабого электролита в результате взаимодействия ионов, возникших при диссоциации соли, с водой называется гидролизом. Элементы знаний, умений и навыков: нейтральная среда, кислотная среда, щелочная среда, гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, гидролиз, слабокислотная и слабощелочная среда. ’Ч Вопросы и задания 1. 2. 3. Какие соли гидролизуются? Почему? Можно ли назва] ь 1идролиз солей химическим процессом? Почему? Запишите уравнения гидролиза следующих солей и определите среду образовавшегося раствора: ZnCl,, K,SOj, Na^SO^. Какая соль (г) образуется при поглощении 11,2 л СО, 200 г 10%-ного раствора едкого натрия? Какой будет среда раствора? Какой будет среда раствора, образовавшегося в результате гидролиза солей Na^SiOj и FeSO,? §31 ВЛИЯНИЕ РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ НА ГИДРОЛИЗ СОЛЕИ Какое влияние оказывает повышение температуры на гидролиз солей? Гидролиз солей зависит от природы солей, концентрации раствора и температуры. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются полностью. С повышением температуры с ГЛАВА IV ) ТЕОРИЯ электролитической диссоциации процесс гидролиза солей усиливается, так как равновесие ионов и ОН“ в молекуле воды смешается вправо. Иногда гидролиз солей, не происходящий при обычных условиях, при высокой температуре протекает в несколько стадий. Например, гидролиз соли РеС1з происходит в три стадии, тогда как в обычных условиях гидролиз этой соли осуществляется только на первой стадии: РеС1з + НОН НС1 + Ре{ОН)С1,. Однако при кипячении раствора осуществляется и вторая стадия гидролиза: Ре(ОН)С1, + Н,0 НС1 + Ре(ОН),С1. Если нагревание продолжить, происходит и третья стадия этого процесса: Ре(ОН)зС1 + Н3О i:? НС1 + Ре(ОН)з|. Степень гидролиза повышается при разбавлении растворов. Это можно наблюдать на примере гидролиза соли 5ЬС1з: 5ЬС1з + 2Н,0 ^ 8Ь(ОН)зС1 + 2НС1. Если раствор соли разбавить водой, равновесие реакции сместится вправо и в осадок выпадет Sb(OHXCl (или антимонил хлорид — SbOCl). Таким образом, для ослабления процесса гидролиза в растворах необходимо сохранять низкую температуру и высокую концентрацию растворов. Кроме того, гидролиз солей можно предупредить путем обеспечения кислагной среды в растворах солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, и щелочной среды в растворах солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием. Вопросы и задания 1. Что вы понимаете под природой соли? 2. Какие соли гидролизуются в несколько стадий? 3. Поглощается или выделяется тепло при гидролизе? 4. Какое влияние оказывает повышение температуры на гидролиз раствора A1CU? ш— ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ С ГЛАВА 1УП НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример. Сколько граммов сульфата бария выпадет в осадок, если смешать 104 г 5%-ного раствора хлорида бария и 71 г 10%-ного раствора сульфата натрия? Решение: 1) найдем массу и количество вещества хлорида бария в растворе: т (Bad,) = 104 0,05 = 5,2 г. п = w(BaCU) 5,2 = 0,025 моля; Л/(ВаС12) 208 2) найдем массу и количество вещества сульфата натрия в растворе: т (Na,SO,) = 71 0,1 = 7,1 г, wlNa^SO^) 7,1 ^ п =-----=—— = —^ = 0,05 моля M(Na,S04) 142 3) запишем уравнение реакции взаимодействия растворов ВаС1, и Na,SO^ и продолжим вычисления: BaClj + Na,SO^ = BaSO^ + 2NaCl. 208 г 142 г 233 г 117 г 1 моль 1 моль 1 моль 2 моля в соответствии с уравнением реакции 1 моль хлорида бария реагирует с 1 молем сульфата натрия, в результате чего выпадает 1 моль осадка сульфата бария. Молярные соотношения веществ, указанных в условиях задачи, следующие: 0,025 моля ВаС1,, 0,05 моля Na,SO^. Следовательно, в реакции участвует 0,025 моля сульфата натрия, а 0,025 моля остаются в излишке. А в результате реакции выпадают в осадок 0,025 моля BaSO^. w(BaSO^) = 233 • 0,025 = 5,825 г. Ответ: образуется 5,825 г осадка. с ГЛАВА IV ) ТЕОРИЯ электролитической диссоциации ЗАДАЧИ и ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Какие ионы содержатся в водных растворах хлорида железа (III), сульфата цинка, едкого бария и ортофосфорной кислоты? 2. Раствор хлорида водорода в органических растворителях не пропускает электрический ток и не влияет на цинк. Чем объясняются указанные явления? 3. Какие ионы содержатся в водном растворе минерала карналлита (КС1 • MgCl, • 6Н,0)? 4. Сколько ионов алюминия и ионов сульфата образуется при растворении в воде 1 моля сульфата алюминия? 5. Запишите молекулярные, ионные и сокращенные ионные уравнения следующих химических реакций: CuCl, + NaOH = ... , Н3РО, + Са(ОН)з = ... , AKNOj), + КОН = ... , AgNOj + AICI3 = ... . 6. Как можно осуществить процесс, выраженный сокращенным ионным уравнением: Сц-2 + 20Н- = Си(ОН)з? ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ Укажите среди приведенных растворов сильные электролиты. А) 100%-ный раствор H,SO^; В) раствор азотной кислоты; С) водный раствор йода; D) водный раствор сахара; Е) водный раствор азота. Растворы каких из приведенных веществ являются электролитами? 1) КС1; 2) AKNOj),; 3) BaSO,; 4) AgCl; 5) CaCl.^; 6) этиловый спирт; 7) диоксид углерода; 8) поваренная соль. А) 1,2,3; В) 4,5,7,8; С) 3,4,6,7; D) 1,2,5,8; Е) 6,7,8. Как изменится электропроводимость раствора, образующегося при постепенном добавлении к раствору серной кислоты раствора гидроксида бария? ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ ( ГЛАВА 1УП A) не изменится; B) увеличится; C) понизится до нуля, затем постепенно будет возрастать; D) сначала увеличится, а затем будет уменьшаться; E) цвет раствора изменится и он не перейдет в электролит. 4. Определите число ионов железа и хлорида в растворе, образовавшемся при полном растворении в воде 0,1 моля FeClj. A) 6,02 • 102^ Fe« и 1,806 • С1 ; B) 0,602 • 10-^ Ее'з и 18,06 ■ С1 ; C) 6,02 • 10^3 Ее+з и 6,02 • Ю^з СЕ; D) 1000000 Fe« и 3000000 СЕ; E) один ион Fe^ и три иона СЕ. 5. Какие из приведенных химических реакций идут до конца? A) NaCl + K,SO, = ; B) BaCl, + K,SO, = ; C) HCl + HNOj = ; D) СаСОз + HNOj = ; E) В и D. 6. Определите вешество, коюрое хорошо проводит элек1рический ток и не изменяет цвет лакмуса и фенолфталеина. А) оксид; В) щелочь; С) металл; D) соль; Е) кислота. 7. Какие из приведенных солей гидролизуются? А) NaCl; В) Li,SO,; С) BaSO,; D) CuSO,; Е) KNO,. 8. По сколько молей солей КС1 и K,SO^ надо взять, чтобы приготовить растворы с одинаковым количеством ионов К^ ? A) одинаковое количество обеих солей; B) 1 моль КС1 и 2 моля K,SO^; C) 2 моля КС1 и 1 моль K,SO^; D) 2 моля КС1 и 3 моля K,SO^; E) 3 моля КС1 и 2 моля K,SO^ . ГЛАВА V н F <9 > уЛ 9 ■4„ *вг > ® ^ Л г «■ §32 НЕМЕТАЛЛЫ ПОЛОЖЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ ТАБ-ЛИЦЕ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА Какие неметаллы вы встречали в своей жизни? В каких целях можно их использовать? В периодической таблице химических элементов неметаллы расположены в основных подгруппах в конце больших и малых периодов (табл. 22). Таблица 22 Размещение неметаллов в периодической таблице группы Периоды ' III А IV А V А VIA VII A VIII A 1 (H) He 2 В С N О F Ne 3 Si Р S Cl Ar 4 As Se Br Kr 5 Те J Xe 6 At Rn Формулы высших оксидов R,0, 2 э ROj Rp, RO3 Rp, RO, Ч Формулы летучих водородных соединений RH, RH, RH, RH Неметаллы относятся к семейству /^-элементов (водород и гелий 5-элементы). В химических реакциях атомы неметаллов проявляют ш—^ НЕМЕТАЛЛЫ С ГЛАВА окислительные свойства и могут присоединять электроны. Способность присоединять электроны усиливается с возрастанием порядкового номера неметаллов, расположенных в одном периоде, у неметаллов, расположенных в одной группе, эта способность ослабевает с возрастанием порядкового номера. Неметаллические свойства элементов усиливаются с возрастанием порядкового номера в периодах и снижаются в группах. В общем способность неметаллов присоединять электроны ослабевает в следующем порядке: F, О, С1, N, S, С, Р, Н, Si. Фтор — элемент с самым высоким значением электроотрицательности. В природе неметаллы встречаются в форме простых веществ, а также в составе различных соединений. Если водород и гелий — самые распространенные элементы в космосе, то на поверхности земной коры (относительно массы земной коры) более всего распространены кислород (47%) и кремний (29,5%). Неметаллы подгруппы кислорода называются халкогенами, подгруппы фтора — галогенами, а подгруппы гелия — инертными газами. Элементы знаний, умений и навыков: неметаллы, их положение в периодической таблице, семейство р-элементов. 'Ч Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. Как размещены неметаллы в периодической таблице химических элементов? В чем заключается сходство в строении атомов неметаллов? Как изменяется электроотрицательность у неметаллов? Какой из неметаллов легко присоединяет электроны: а) углерод или азот; б) сера или фосфор; в) селен или теллур; г) йод или азот; д) кислород или хлор; е) азот или сера? Почему? §33 ОБЩИЕ свойства НЕМЕТАЛЛОВ Как объясняются свойства неметаллов с точки зрения строения атомов? В нормальных условиях некоторые неметаллы встречаются в газообразном (водород, азот, кислород, фтор, хлор), некоторые — в жидком (бром) и некоторые — в твердом (сера) состоянии. Больщинство неметаллов ( ГЛАВА V ) НЕМЕТАЛЛЫ имеют хрупкое строение, растворяются в органических растворителях и гию-хо проводят электрический ток и тепло. Типичные неметаллы образуют с металлами соединения с ионной связью (NaCl, MgO, Na,S). При взаимодействии неметаллов друг с другом образуются соединения с ковалентной связью. Например, в молекулах воды Н^О и аммиака NHj атомы связываются между собой посредством молярной ковалентной связи, тогда как в молекуле метана СН^ существует неполярная кoвaJ[eнтнaя связь. Неметаллы образуют с кислородом кислотные оксиды, а с водородом — летучие водородные соединения. Поскольку на внешнем уровне атома водорода находится один электрон, он, как и щелочные металлы, размешен в первой группе периодической таблицы. В связи с тем, что в обычных условиях водород находится в газообразном состоянии и его молекула состоит из двух атомов, связанных неполярной ковалентной связью, он схож с галогенами. Поэтому водород может быть записан и в ряду элементов седьмой группы. Атом водорода, присоединяя один электрон (окислительное свойство), может привести свой внешний энергетический уровень в устойчивое состояние (как атом гелия): Г 2ё 2ё 1 2Na" + H” =2NaH СаЧН° = &н:'. Ч — 2 Элементы основной подгруппы восьмой группы гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон образуют особую группу неметаллов, называемую инертными газами. Атомы инертных газов содержат на внешних электронных слоях по восемь (у гелия — два) электронов. Завершенные внешние электронные слои весьма устойчивы, поэтому считалось, что инертные газы встречаются в состоянии атомов и очень химически устойчивы. Они не соединяются друг с другом и не взаимодействуют с металлами. Однако с получением в 1962 г. тетрафторида ксенона (XcF^) появилась возможность синтезировать некоторые кислородные и фтористые соединения инертных газов. С этого момента инертные газы начали изучать с химической точки зрения. 1. Все металлы (кроме водорода и гелия) относятся к семейству р-эт-ментов. Однако не все /7-элементы могут быть неметаллами. НЕМЕТАЛЛЫ ( ГЛАВА 2. Электроотрицательность неметаллов находится в иреде;[ах 2,00— 4,00. Следовате;гьно, неметаллы — это элементы с сильной электроотрицательностью. Элемент с самой сильной электроотрицательностью — фтор. 3. Водородные соединения неметаллов являются летучими веществами: НС1, H3S, NH3, сн,. 4. Высокооксидные соединения неметаллов являются кислотными оксидами: SO,, SO3, Р2О5, NO,, N,05. 5. Взаимодействуя друг с другом, неметаллы образуют соединения с ковалентной связью, а с металлами — соединения с ионной связью. 6. Положительные заряды ионов элементов в периодах увеличиваются слева направо. В соответствии с этим усиливаются кислотные свойства водных растворов летучих водородных соединений. 7. Отрицательно заряженные ионы элементов в группах слабо удерживают ионы водорода, ноэгому они легче отрываются от молекулы и, следовательно, усшгиваются кислотные свойства водных растворов летучих водородных соединений. 8. Окислительные свойства водородных соединений неметаллов в группах усиливаются сверху вниз. 'Ч Вопросы и задания 1. Что вы знаете об агрегатных состояниях неметаллов? 2. С какими химическими элементами взаимодействуют неметаллы? Какие при этом образуются типы химических связей? 3. Чем отличаются атомы инертных газов от атомов других неметаллов"’ 4. Какие из неметаллов встречаются в природе в свободном состоянии? 5. Какой из неметаллов находится в жидком состоянии? DIABAVI ГАЛОГЕНЫ §34 ПОЛОЖЕНИЕ ГАЛОГЕНОВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ ТАБЛИЦЕ. СТРОЕНИЕ АТОМА Какие галогены больше всего распространены на поверхности земной коры? Понятие “галоген” было введено в науку в 1811 г. немецким химиком И.Швейгером и означало “образующий соль”. Галогенами называют фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены являются неметаллами и в периодической таблице химических элементов занимают основную подгруппу седьмой группы. На внешнем энергетическом уровне атомы галогенов имеют семь электронов и для заполнения этого уровня восемью электронами им недостает одного электрона. Поэтому они присоединяют по одному электрону от атомов водорода и металлов и проявляют степень окисления, равную —1: NaF^‘, НС1-', КВг-', CaJ,"'. Будучи сильным электроотрицательным элементом, только фтор проявляет степень окисления —1 во всех соединениях. Другие галогены хлор, бром и йод в соединениях с кислородом проявляют также степень окисления от +1 до +7 . Строение атомов галогенов: +9* + 17 - Ь-’ 2s^ 2/7-’ или |Не] 25^ 2/7’; ,С1 - 152 25'2 2/7'- 35= 3/7’ 3i/" или |Ne] 35^ З/7’ Зг/"; ^„Bi- - I52 2s- 2// 3^2 3/7‘- 3d'o 4s- 4/7’ или |Ar| Зг/'» 4.^2 4/7’ 4if>; — I52 2^2 2/7'- 3^2 З/7'’ Зй^" 4^2 4/7'- 4й/'“ 5л’2 5/7’ или [Кг| 4 X г, X = 7,9 г. 4. Масса раствора: 1000 + 7,9 = 1007,9 г. 5. Массовая доля хлора в растворе: 7,9 п = 1007,9 = 0,00783 или 0,783%. Химические свойства. При взаимодействии с водородом, металлами, бромидами и йодидами хлор является окислителем. Например, реакция взаимодействия хлора с натрием выражается слсдуюшим уравнением (см. рис. 21, а). ш—^ ГАЛОГЕНЫ С ГЛАВА уО Рис. 21. Химические свойства хлора: а — воздействие на натрий', б — воздействие на сурьму, в— воздействие на железо', г — воздействие на медь +1 -I 2Na® + С1^ = 2NaCl, Na" CI^ -1ё ^ Na"^' I восстановитель (окисляется), +2ё » 2СГ* I окислитель (восстанавливается). Поскольку хлор сильный окислитель, то вступая в реакцию с железом, он окисляет его до степени окисления +3 (см. рис. 21, в). 2Fe" + ЗС1^ ^ 2FeClj'. Хлор взаимодействует также с сурьмой, медью и рядом простых веществ (рис. 21, б, г). При взаимодействии с водой и щелочами один атом молекулы хлора является окислителем, второй—восстановителем: С1^ + Н,0 ^ НСГ’ + НСГ'. Соединяясь с едким калием, хлор в зависимости от условий образует различные вещества. При взаимодействии хлора с нагретым едким калием образуются хлорид калия и бертолетова соль. Степень окисления хлора в хлориде калия равна —1, в бертолетовой соли +5; ЗС1^’ + 6КОН ^ КСГ^Оз + 5КСГ' + ЗН^О, -Юё 1|2 |С1^—)2СС^ 5|10|С1, +2ё -^2С1 -I I восстановитель, I окислитель. ( ГЛАВА VI ) ГАЛОГЕНЫ При взаимодействии хлора с холодным едким калием образуются соли КСЮ и КС1: С1, + 2КОН ^ КСЮ + КС1 + нр. Уравняйте уравнение этой реакции методом электронного баланса. Элементы знаний, умений и навыков: природные соединения хлора, получение, степени окисления хлора, хлор-окислитель, хлор-восстановитель, соляная кислота. 'Я Вопросы и задания 1. Какие сходства и раз;шчия имеются в электронном строении атома и иона х;юра? 2. Определите плотность хлора относительно водорода и гелия. 3. С каким количеством железа вступят в реакцию 3,36 л хлора (н.у.)? Определите состав и количество вещества соли, образовавшейся в результате реакции. 4. Каково влияние хлора на нагретый и холодный едкий калий? Определите степень окисления хлора в веществах, образовавшихся в результате реакций. 5. Какой объем хлора (л,н.у) потребуется для полного вытеснения брома из 5,95 г бромида калия? §36 ХЛОРИД ВОДОРОДА Чем объясняются кислотные свойства водного раствора хлорида водорода? Хлорид водорода — одно из самых важных соединений хлора. Его химическая формула НС1. Относительная молекулярная масса 36,5. Структурная формула Н—С1, атомы в молекуле связаны полярной ковалентной связью. Электронная формула Н^СП . Получение. 1. В промышленности хлорид водорода получают в реакциях взаимодействия водорода и хлора; Н, + С1, = 2НС1. ГАЛОГЕНЫ ( ГЛАВА VQ В лабораторных условиях хлорид водорода получают путем воздействия на чистый сухой хлорид натрия концентрированной серной кислотой: NaCl + H3SO, NaHSO, + НС1Т. При сильном нагревании реакция заканчивается образованием сульфата натрия: 2NaCl + HjSO, ^ Na,SO, + 2НС1Т. Физические свойства. Хлорид водорода — бесцветный газ с острым 36,5 (D = 29 = 1,256). Очень Рис. 22. Растворение НС! в воде удушливым запахом, немного легче воздуха хорошо растворяется в воде, то есть в одном объеме воды растворяются 500 объемов НС1 (рис. 22). Химические свойства. По химическим свойствам хлорид водорода схож с соляной кислотой, поэтому ее химические свойства рассмотрим подробнее ниже. Однако в отличие от соляной кислоты, сухой хлорид водорода не вступает в реакции с металлами и их ок- --------------------------------- Сидами. Применение. Хлорид водорода используется в основном в производстве соляной кислоты. СОЛЯНАЯ КИСЛОТА Соляная кислота представляет собой водный раствор хлорида водорода. Получение. В лабораторных условиях со;гяную кислоту получают с помошью простой реакции. Выделяюшийся в результате реакции газ направляется в воду, в которой он быстро растворяется и образует соляную кислоту (рис. 23). В промышленности соляную кислоту получают путем сжигания водорода с хлором и растворения в воде полученного хлорида водорода (рис. 24). Физические свойства. Концентрированная соляная кислота — ( ГЛАВА VI ) ГАЛОГЕНЫ Рис. 23. Получение соляной кислоты в лаборатории Рис. 24. Получение соляной кислоты в промышленности бесцветная жидкость с острым запахом (за счет выделения хлорида водорода), дымящаяся при влажном воздухе. Плотность концентрированной соляной кислоты 1,19 r/cм^ содержание хлорида водорода в ней 37% (такая кислота называется также “дымящейся”). Химические свойства. 1. Соляная кислота вступает в химические реакции, как и все сильные кислоты: а) окращивает фиолетовый цвет лакмуса в красный; обесцвечивает розовый цвет фенолфталеина в щелочной среде; изменяет оранжевый цвет метилоранжа в красный; б) взаимодействует со всеми металлами, которые в ряду активности расположены перед водородом, с образованием cojrn и водорода: Zn + 2НС1 = ZiiCl, + Н,; Fe + 2НС1 = FeCl, + Н,; в) взаимодействует с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды: СаО + 2НС1 = СаС1, + Н,0; ZnO + 2НС1 = ZiiCl, + Н,0; ГАЛОГЕНЫ ( ГЛАВА VQ г) взаимодействует с основаниями с образованием солей и воды: Си(ОН), + 2НС1 = CuCl, + 2Н,0; д) взаимодействует с солями слабых кислот с образованием новой кислоты и соли: СаСО, + 2НС1 = CaCl, + Н3СО3 СО, Н,0. 2. Реакции, присущие соляной кислоте. а) взаимодействует с нитратом серебра и образует белый осадок (AgCl), который не растворяется ни в воде, ни в кислоте: AgN03 + НС1 = iAgCl + HNO3. AgN03 служит реактивом для определения наличия хлорид-иона в растворах; б) взаимодействует с окислителями, в результате чего ион хлора окисляется и образуется свободный хлор: 2КМпО^ + 16НСГ‘ ^ 2КС1 + 2МпСЦ + ЗС!" + 8Н,0. Соли соляной кислоты называют хлоридами. Хлориды имеют важное значение в народном хозяйстве. Хлорид натрия (поваренная соль) — NaCI. Поваренная соль в природе встречается в большом количестве. Основная масса ее содержится в растворенном виде в воде морей и океанов. Поваренная соль встречается также в виде твердых кристаллов, называемых каменной солью. На ( ГЛАВА VI ) ГАЛОГЕНЫ ]— территории Узбекистана каменная соль добывается на месторождениях Ходжаикан, Тубакат, Барса-Кельмес, Байбичакан, Аккала. Температура кипения поваренной соли 1413°С, температура плавления 800,4°С, плотность 2,16 г/см^. Растворимость при 0°С — 35,6 г. Поваренная соль имеет важное значение в жизни человека и в народном хозяйстве. Человек потребляет в сутки примерно 10 г, а в год — 3,6 кг поваренной соли. Значит, население Узбекистана в год потребляет примерно 90000 т поваренной соли. Население всего мира потребляет в год 25 млн т этого продукта. Хлорид калия — КС1. Хлорид калия в природе встречается в виде минералов карналлита — КС1 • MgCl, • 6Н,0, сильвинита — КС1 • NaCl, сильвина — КС1, каинита — КС1 • MgSO^ • ЗН,0. Природные минералы хлорида калия добываются на месторождениях Тубакат в Кашкадарьинской области и Ходжаикан в Сурхандарьинской области. Хлорид калия имеет важное значение в производстве калийных удобрений для сельского хозяйства, а также для получения едкого кали, хлора и его соединений. Почти все хлориды, кроме AgCl, PbCl,, CuCl, HgCl,, хорошо растворяются в воде. Для определения хлоридов и соляной кислоты используется раствор AgN03: ГАЛОГЕНЫ С ГЛАВА vO NaCl + AgN03= iAgCl + NaN03, Na++Cl- + Ag^ + NCy- = AgCl + Na" + N0^“, Cl- + Ag^ = lAgCl. Соль AgN03 является реактивом для хлорид-иона (СГ). КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ХЛОРА Галогены, в частности хлор, образуют ряд кислородных соединений, однако эти соединения получают косвенным путем, так как хлор непосредственно с кислородом не взаимодействует. В кислородных соединениях хлор проявляет степень окисления +1, +3, +5, +7. Хлорноватистая кислота НСЮ — неустойчивое вещество, которое существует только в разбавленных растворах. НСЮ — сильный окислитель. При медленном расщеплении ее выделяется атомарный кислород: НСЮ = НС1 + О. Хлорноватистая кислота относится к очень слабым кислотам. Ее соли получают путем пропускания хлора через раствор щелочи; С1, + 2 КОН = КС1 + КСЮ + Н,0. При взаимодействии хлора с гащеной известью получают хлорную известь (отбеливающая известь): Са(ОН)з + С1, = CaOCl, + Н.О. Хлорная известь — CaOCI^ является смещанной солью (кальциевая соль соляной и хлорноватистой кислот) и имеет структурную формулу /СЮ, сас; С1 . Хлористая кислота —НСЮ^ — крайне неустойчива и существует только в разбавленных растворах. Является сильным окислителем. Соли хлористой кислоты неустойчивы и взрываются при ударе. Хлорноватая кислота HCIO, — неустойчивое вещество, существует только в растворе. При концентрации в растворе свыще 40% взрывается и расщепляется. Хлорноватая кислота и ее соли — хлораты также являются сильными окислителями. При пропускании хлора через горячий гидроксид калия получается хлорат калия (бертолетова соль): 6КОН + ЗСГ - КСЮ, + 5КС1 + ЗНЮ. ( ГЛАВА VI ) ГАЛОГЕНЫ Бертолетова соль KCIO3 — устойчивое вещество, которое в качестве окислителя используется при производстве спичек, при изготовлении взрывчатых веществ. В лабораторных условиях применяется для получения кислорода. Хлорная кислота НСЮ^. Самая сильная среди кислородных соединений хлора. В ряду кислородных соединений хлора кислотные свойства и устойчивость повыщаются, а окислительные свойства ослабевают в следующем порядке; нею, нею,, HCIO3, нсю^. Элементы знаний, умений и навыков: хлорид водорода, соляная кислота, дымящаяся соляная кислота, реакции, присущие иону хлора, окисление хлор-иона, хлорноватистая кислота, хлорная известь, хлористая кислота, хлорноватая кислота, бертолетова соль, хлорная кислота. 1. 2. 3. 4. 5. 6. Вопросы и задания Определите плотность хлорида водорода относительно водорода и гелия. Путем электролиза водного раствора поваренной соли получают три важных для промышленности вещества: водород, хлор и едкий натрий. Вычислите, какое количество поваренной соли и воды потребуется для получения 11.2 м^ хлора. С каким из приведенных веществ взаимодействует соляная кислота: Zn; Си; СиО; СиЮН)^; Рр,', Na,S? Запишите уравнения реакций. Какой объем (л, н.у.) хлора потребуется для получения 245 г бертолетовой соли? Уравняйте уравнение следуюшей окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса: НС1 + МпО, ^ MnCl, + Cl, + Н,0. Какое количество соляной кислоты потребуется для получения 11,2 л хлора? §37 ФТОР, БРОМ, ЙОД Какие соединения галогенов вы использовали? С какой целью? Фтор, бром, йод являются представителями семейства галогенов и широко распространены в природе в виде различных соединений. ГАЛОГЕНЫ ( ГЛАВА VQ Фтор — в природе встречается в виде минералов флюорита (плавиковый шпат) CaFj, криолита Ыаз[А1Р^], фторапатита ЗСаз(РО^),- CaF, или Саз(РО,)зЕ Бром — находится в виде минералов в морских и подземных водах и в качестве примеси во всех природных хлорсодержащих соединениях. Йод — в природе встречается в составе морских водорослей, губок, морской воды в виде органических соединений и входит в состав чилийской селитры в качестве примеси в виде йодатов НаЗОзИ KJO3. Все галогены имеют острый запах и ядовиты. Молекулы Fj, Bfj, двуатомные, с возрастанием порядкового номера радиусы их атомов увеличиваются, что приводит к повышению поляризованности молекул. В результате усиливается межмолекулярное диснерсионное взаимодействие, что обусловливает жидкое состояние у брома и твердое — у йода. А это в свою очередь является причиной высоких значений их TCMiiepaiyp кипения и плавления. Фтор обладает очень высокой химической активностью и практически трудно растворим в растворителях. Бром и йод мало растворимы в воде и хорошо растворяются в органических растворителях. При комнатной температуре фтор вступает во взаимодействие с щелочными металлами, свинцом и железом, а при накаливании реагирует также со всеми металлами, золотом и платиной. При низких температурах фтор взаимодействует с водородом, йодом, бромом, серой, фосфором, мышьяком, сурьмой, углеродом, кремнием и бором, при этом реакция сопровождается взрывом и воспламенением фтора. При накаливании фтор соединяется с хлором, криптоном и ксеноном; Хе + F, = XeFj + Q. Фтор не вступает непосредственно в реакцию с кислородом, азотом и алмазом, в атмосфере фтора стекло и вода сгорают: SiOj + 2F, = SiF^ + + Q; 2Н,0 + IF^ = 4HF + О, + Q. Несмотря на относительно слабую химическую активность брома и йода, они также взаимодействуют со многими металлами и неметаллами. Бром реагирует с водородом при небольшом нагреве, а с йодом при сильном нагревании, однако с повышением температуры нагрева ( ГЛАВА VI ) ГАЛОГЕНЫ ]—ш HJ начинает расщепляться и происходит обратная реакция, которая не доходит до конца: Н, + J, ^ 2HJ - Q. Химические свойства галогенов ослабевают от фтора к астату, окислительные свойства снижаются поэтапно. Этим объясняется окисление легкими галогенами (в качестве простых веществ) ионов тяжелых галогенидов и восстановление оксидов легких галогенов ионами тяжелых галогенидов: Fj + 2С1- ^ 2F- + С1,; CU + 2Вг- ^ 2С1- + Вг,; Вг, + 2J" 2Вг" + J^; Jj +’2С10- ^ 2JO- + С1,. Так как фтор, бром, йод в природе встречаются в виде соединений и их ионы заряжены отрицательно, получение этих галогенов в свободном состоянии осуществляется через окисление их ионов путем воздействия окислителями и пропускания электрического тока через расплавы или водные растворы их солей. Фтор используется для изготовления устойчивых к высоким температурам смазочных средств, стойких к химическим реагентам пластмасс (тефлон), охлаждающих жидкостей (фреон, хладон) и др. Бром применяется при производстве различных лечебных средств, некоторых красок, при изготовлении бромида серебра. Недостаток брома в организме человека приводит к возникновению различных заболеваний нервной системы. При лечении этих заболеваний и при бессоннице применяются лекарственные средства на основе брома. Пятипроцентный спиртовый раствор йода используется в медицине в качестве антисептического и кровоостанавливающего средства, а также при изготовлении ряда фармацевтических средств. Вопросы и задания 2. Всгречаются ли в природе фтор, бром и йод в свободном состоянии? Почему? Запишите уравнения реакций взаимодействия брома с металлами. ГАЛОГЕНЫ С ГЛАВА vO 3. Как изменяются физические и химические свойства галогенов с изменением их относительных атомных масс? 4. Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения; а) НС1 ^ С1, ^ CuCl, ^ Си(ОН), ^ СиО ^ Си; б) КВг -> Вг ^ НВг А AgBr; в) NaBr ^ NaCl Cl, ^ J, —^ HJ ^ AgJ. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА I Решение опытных задач по теме “Галогены” 1. Докажите опытным путем наличие ионов водорода и хлора в составе соляной кислоты. Запишите необходимые уравнения реакций. 2. Докажите с помощью опытов, что данная вам сухая соль является хлоридом натрия. 3. Докажите, что данный вам в пробирке раствор является йодидом натрия. 4. Получите опытным путем четырьмя способами соль хлорид цинка. 5. Докажите, что данный вам образец сухой соли является бромидом. 6. Определите опытным путем, в какой из данных вам двух пробирок находится хлорид натрия, а в какой — карбонат натрия. НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример 1. Как можно получить хлорид кальция с помощью поваренной соли и других необходимых веществ? Запишите соответствующие уравнения реакций. Решение: 1) получение НС1 и С1, из поваренной соли: NaCl + H,SO, = NaHSO, + HCl, lONaCl + 2КМпО, + 8H,SO, K,SO, + 5Na,SO, + 2MiiSO, + 5C1, + 8H,0; 2) получение CaCI, путем воздействия на HCl оксидом Ca (CaO) или Са(ОН),: CaO + 2HC1 = CaCl, + H,0, Са(ОН)з + 2HC1 = 2СаСЦ + 2Н,0; 3) получение CaCl, также путем воздействия на хлор кальцием: Са + С1, = CaCl,. ( ГЛАВА VI ) ГАЛОГЕНЫ ]—ш ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. 2. 3. 4. 5. 6. 8. 9. 10. Сколькими способами можно получить хлор, используя следующие вещества: NaCl, МпО,, H^SO^, КМпО^? Запищите уравнения реакций. Дана неизвестная соль. Как можно определить, какая это соль: бромид или йодид? Даны вещества МпО„ КОН, НС1, Н,0 и соответствующее оборудование. Как можно получить бертолетову соль? Запищите уравнения химических реакций. Определите плотность паров брома относительно водорода и воздуха. В обычных условиях в 100 г воды растворяется 3,6 г брома, и такая вода называется бромной водой. Какое количество бромной воды потребуется для окисления 30,4 г FeSO^ в сернокислой среде? Какое количество йода можно получить путем воздействия на калий в сернокислой среде 0,6 г 6%-ного раствора (р = 1,04 г/см^) КМпО^? Какой объем (н.у.) хлора потребуется для полного вытеснения йода из 2 кг 2 %-ного раствора йодида калия? Сколько ионоз хлора образуется при растворении в воде 22,2 г хлорида кальция? Запищите уравнения реакций, протекающих по следующей схеме: Fe ^ FeCL ^ NaCl ^ CL НС1 Определите массу и количество вещества осадка, образующегося при добавлении к раствору, содержащему 19 г хлорида магния, достаточного количества раствора нитрата серебра . ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ При растворении галогенов в воде получают воду с галогеном. Можно ли получить фторную воду? A) да, можно получить и фторную воду; B) да, можно получить только горячую фторную воду; C) да, можно получить лищь при 0°С; D) нет, фтор соверщенно не растворяется в воде; E) нет, растворение фтора в воде сопровождается химической реакцией, в результате которой образуются соединения фтора. ГАЛОГЕНЫ ( ГЛАВА VQ 2. Какое явление происходит при пропускании сульфида водорода через бромную воду желто-бурого цвета? A) не происходит никакого явления; B) раствор обесцвечивается и мутнеет; C) раствор обесцвечивается и становится прозрачным; D) из раствора выделяется газ; E) раствор на1'ревается и начинает закипать. 3. Какой объем (л, н.у.) хлорида водорода образуется при взаимодействии 3,01 10^’ молекул водорода с достаточным количеством хлора? А) 44,1; В) 22,4; С) 11,2; D) 5,6; Е) 2,8. 4. Какой из приведенных газов хорошо растворяется в воде? А) Н^; В) С1,; С) НС1; D) О^; Е) N,. 5. Какой из галогенов имеет электронную формулу Is^ 2s- 2р‘^ 3s- Ър^ ? А) F; В) С1; С) Вг; D) J; Е) At. 6. Уравняйте уравнение химической реакции КМпО^ + НС1 =... Чему равна сумма коэффициентов? А) 17; В) 18; С) 20; D) 32; Е) 35. 7. В каком из приведенных веществ массовая доля брома больше? А) КВг; В) КВгО; С) КВгО,; D) КВгО,; Е) КВгО,. 8. 11,2 л (н.у) газа хлорида водорода растворили в 100 г воды и на образовавшийся раствор воздействовали 13 г цинка. Какой объем (л, н.у.) газа образуется в результате реакции? А) 5,6; В) 71; С) 11,2; D) 4,48; Е) 3,36. 9. Железо сожгли в 6,72 л (н.у.) хлора. Сколько граммов железа вступило в реакцию? А) 5,6; В) 11,2; С) 16,8; D) 22,4; Е) 28. 10. С каким элементом непосредственно не вступает в реакцию хлор? А) кислород; В) водород; С) натрий; D) фосфор; Е) железо. 11. Сколько литров (н.у.) хлора вступят в реакцию с 225 г йодида натрия? А) 5,6; В) 11,2; С) 22,4; D) 28; Е) 16,8. 12. Сколько граммов брома можно получить из 476 г бромида калия? А) 240; В) 320; С) 160; D) 300; Е) 200. А 9 9 ПОДГРУППА КИСЛОРОДА §38 ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ КИСЛОРОДА Чем объясняется газообразное состояние кислорода и твердое состояние серы? В основной подгруппе шестой группы периодической таблицы (подгруппе кислорода) расположены кислород, сера, селен, теллур и гголоний (ввиду того, что полоний — радиоактивный элемент, его свойства подробно изучаются в радиохимии). Строение атомов элементов подгруппы кислорода следующее: 2ё, 6с ^Ь-/25-2/ [Не] 2г 2р^ 2ё,8ё,6ё^ \s^ / 2s^2p^ I3s~2>p^ [Ne] .V З/ 3^/“; 2с,8с,18с,6с [Ат] 4/ 4f/“; I^sjTe 2с, 8с, 18с,18с, 6с [Кг] 4i/‘“ / 5// 5d\ На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов имеется шесть электронов: ^ - [йррИ Поэтому эти элементы для завершения внешнего энергетического уровня, то есть пополнения восемью электронами, присоединяют два электрона и проявляют в соединениях степень окисления —2. В соединении с фтором OF^ кислород проявляет степень окисления +2, в соединении с водородом —1. Во всех других соединениях степень окисления кислорода равна —2. ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ На внешнем энергетическом уровне атомов серы, селена и теллура имеются свободные ^/-орбитали, на которые могут переходить спаренные р- и 5-электроны внешнего уровня. Состояние атомов S, Se и Те Размещение на орбиталях электронов внешнего энергетического уровня Степень окисления Нормальное [rf тттт +2 -7 Mill +4 Возбужденное [трЕ ГГ + 6 Присоединяя электроны, S, Se и Те проявляют степени окисления —2, отдавая электроны, проявляют степени окисления +4, +6: SO2, SeOj, Те02; SOj, 8еОз, TeOj; H2SHjSe"^, Н2Те^^; Na2S, N0286, Na2Te. Кислород — элемент второго периода, на внешнем энергетическом уровне его атома нет ^/-opбитaлeй, поэтому он не может проявлять степени окисления +4, +6. СЕРА Распространение в природе. Сера широко распространена в природе как в свободном состоянии, так и в соединениях. ( ГЛАВА VII ) ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ]—Щ/ На территории Узбекистана имеются природные залежи серы. В настоящее время на действующих в нащей стране предприятиях по переработке газа и газового конденсата налажено получение серы и ее соединений. В частности, в медных рудах, добываемых в Узбекистане, присутствуют сера, селен и теллур. Селен и теллур используются в качестве сырья при производстве полупроводников, солнечных батарей, терморегуляторов, при создании особых сортов стали и стекла. Физические свойства. Сера имеет три аллотрогшческие модификации: ромбическая сера S^; моноклиническая сера S^; пластическая сера В природе встречается ромбическая сера, она представляет собой твердое кристаллическое вещество желтого цвета, не растворимое в воде. Несмотря на то, что плотность серы равна 2 г/см^ серный иорощок всплывает на поверхность воды, так как частицы серы не смачиваются водой. Всплывание твердых веществ на поверхность воды называется флотацией. Метод флотации щироко используется при очистке серных руд от “инородных” тел. Сера растворяется в сульфиде углерода (IV) CS^ и органических растворителях. Она плохо проводит электрический ток и тепло. Сера плавится при температуре 112,8“С, кипит при 444,.5“С. При резком охлаждении расплавленной серы в холодной воде она превращается в пластическую серу, которая представляет собой тягучее вещество. Химические свойства. В химических реакциях сера участвует как окислитель, а при взаимодействии с кислородом — как восстановите;гь. Сера окислитель. 1. Вступая в реакцию с водородом, сера образует сульфид водорода: +S“ = H.S ^ 2. Взаимодействуя с металлами, сера образует сульфиды: о о Ч -2 О О ^3 -2 0 0 +2 2 0 0 +2 -2 2Na + S = Na3S; 2 А1 + 3S = Alj S,; Zn + S = Zn S; Fe + S = FeS. Сера восстановитель. Вступая в реакцию с кислородом, хлором и фтором, сера отдает электрон: -4 -2 +2 -1 +6 S + О2 = S О2 j S + CL = SCL; S + 3F, = SF.. Применение. Сера используется в народном хозяйстве в различных целях. ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ Элементы знаний, умений и навыков: степени окисления серы (—2, О, +4, +6), селен, теллур, пирит, цинковая обманка, медный блеск, гипс, горькая соль, глауберова соль, ромбическая, моноклиническая, пластическая сера, сера окислитель, сера восстановитель, флотация. Вопросы и задания 1. Запишите формулы важных природных соединений кислорода. 2. Запишите формулы природных соединений серы. Какова степень окисления серы в этих соединениях? 3. Образуйте сложные вешества с формулами Li,S, ZnS, H,S, SO,, CS,, SFg c помошью простых вешеств. Запишите уравнения реакций. Какое свойство (окислительное или восстановительное) проявляет сера при образовании этих соединений? §39 ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ Почему водный раствор сульфида водорода проявляет кислотное свойство? Молекулярная формула сульфида водорода (сероводорода) H,S; структурная формула H-S-H; ( ГЛАВА VII ) ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ]—Щ/ электронная формула: H: S :H Получение. Сульфид водорода получают действием соляной кислоты на соли сероводородной кислоты, то есть сульфиды: FeS + 2НС1 = FeCl^ + H^ST. Сульфид водорода получают также воздействием водорода на расплавленную (при 200—35()°С) серу: Н, + S = H,S. Физические свойства. Сульфид водорода — газ с острым запахом (запах протухшего яйца), ядовит. Плавится при температуре —60°С, кипит при —61,8°С . В 1 л воды растворяется 3,85 г сульфида водорода (в одном объеме воды 2,5 объема H,S). Водный раствор сульфида водорода называется сероводородной кислотой. Химические свойства. Сульфид водорода — горючий газ, он горит в присутствии кислорода. Если кислорода достаточно, то получаются сернистый газ и вода: 2H,S + 30, = 2SO2 + 2Н,0. Если кислорода недостаточно, то образуются сера и вода: 2H,S + Oj = 12S + 2Н,0. Сульфид водорода и сероводородная кислота — сильные восстановители: 2FeCl, + 2FeCU+ 2HC1+S”, + Cl' = 2НСГЧ S', 2H,S‘- + H,S^O, = 3S' + 3H,0. Как и другие кислоты, сероводородная кислота вступает в химические реакции, общие для всех кислот: 2КОН + H,S = K,S + Н,0, СаО + H^S = CaS + Н,Ь, CuCl, + H^S = CuS + 2HC1. Для сульфида водорода, сероводородной кислоты и водорастворимых сульфидов реактиюм является Pb(N03)2: HjS + Pb(NO,), = iPbS + 2HNO3, Na,S + Pb(N03)‘ = |PbS + 2NaN03, ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ 2Na" + S2- + РЫ+ + 2N0- = jPbS + 2Na^ + 2NQ-S2- + рь2+ = |PbS. При добавлении к раствору, содержащему ион сульфида, водорастворимой соли свинца образуется осадок PbS черного цвета. На основе этого опыта можно определить ион сульфида. Элементы знаний, умений и навыков: сульфид водорода, сероводородная кислота, реакции, характерные для иона сульфита и иона сульфида. Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. Определите плотность сульфида водорода относительно водорода и воздуха. На основе каких опытов можно определить наличие в смеси газов сульфида водорода? Запишите уравнения реакций полного и неполного сгорания сульфида водорода. Определите, как изменяются степени окисления серы в каждой реакции. Какой объем воздуха (н.у.) потребуется для окисления 80 г серы? Какое явление произойдет, если через раствор сульфата меди пропустить газ сульфид водорода? Запишите уравнение реакции. §40 КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ Чем объясняется то, что кислородные соединения серы проявляют положительную степень окисления? Оксиды серы. Сера образует два оксида, имеющих практическое значение: оксид серы (IV)-SO, (сернистый ангидрид) и оксид серы (VI)-SO3 (серный ангидрид). Оксид серы(1У) SO^ в природе встречается в составе вулканических газов и газов, образованных в результате горения природного угля. SO, — газ с полярной ковалентной связью. В лабораторных условиях SO, получают путем воздействия на соли сернистой кислоты соляной и серной кислотами: Na,S03 + HjSO, = Na,SO, + Н,0 + SO,|. Оксид серы (IV) получают также путем воздействия на медную стружку концентрированной серной кислотой: ( ГЛАВА VII ) ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ]—^ + Си = CuSO, + SO,t + 2Н;0. В промышленности оксид серы (IV) получают путем обжига на воздухе сульфидов металлов: 4FeS2 + 110, —> 2Fe,0, + SSO^t; 2ZiiS + 30, —> 2ZnO + 2S0,f. Оксид серы (IV) — бесцветный газ с резким удушливым запахом, который при —10°С переходит в жвдкое, а при —73°С — в твердое состояние. Будучи кислотным оксидом, растворяясь в воде, образует сернистую кислоту: SO, + Н,0 = H2SO3. Взаимодействуя с основными оксидами и шелочами, оксид серы (IV) образует сульфиты: СаО + SO, = CaSO,; 2NaOH + SO^ ^ H,0 + Na,SO,. Оксид серы (IV) окисляется в присутствии катализатора и образует оксид серы (VI): 2S0, + О, 2SO3 + Q. Оксид серы (IV) окисляегг сульфид юдорода, в результате сам восстанавливается до серы: 2H,S + SO, н* 2Н,0 + 3S1.. SO, обесцвечивает органические красители, убивает микроорганизмы, используется при изготовлении сухофруктов (кураги), выращивании ягод. Жидкий SOj используется при очистке нефти. Оксид серы (VI) SO3 — высший оксид серы, бесцветная жидкость, кипящая при 45°С, а при 17°С превращающаяся в белую кристаллическую массу. Оксид серы (VI) проявляет свойства, присущие кислотным оксидам. Легко вступает в реакцию с водой и образует серную кислоту: SO3 + Н,0 = HjSO, + Q. Сам оксид серы (VI) также хорощо растворяется в концентрированной серной кислоте, при этом образуется олеум: HjSO^ • nSOy H2SO4 + wSOj ^ H,SO, nS03. В промышленности оксид серы (VI) получают путем окисления оксида серы (IV) в присутствии катализатора. Оксид серы (VI) применяется в основном в производстве серной кислоты. Элементы знаний, умений и навыков: оксид серы (IV), оксид серы (VI), олеум. "Й' 1. Плотность соединения, состоящего из 50% серы и 50% кислорода, равна 32 относительно водорода. Определите его плотность относительно воздуха. Вопросы и задания ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ 2, Запишите уравнения реакций, необходимых для осуществления следующих превращений: S ZnS ^ SO, ^ S. 3. Вычислите количество пирита, необходимого для получения 5,6 л оксида серы (IV). §41 СЕРНАЯ КИСЛОТА На какие металлы не воздействует концентрированная серная кислота? Молекулярная формула серной кислоты HjSO^. Электронная и структурная формулы: Н:0: "О: :: S Н:0: "О: и Н-0\ н-о^ Получение серной кислоты осуществляется с помощью химических реакций, протекающих по следующей схеме: FeS, —> SO, —> SO3 —^ H,SO^. Физические свойства. Серная кислота — тяжелая бесцветная маслянистая жидкость без запаха. Плотность 96% -ной концентрированной кислоты равна 1,84 г/см^ При растворении в воде она выделяет больщое количество теплоты, поэтому при ее разбавлении следует соблюдать осторожность, приливая серную кислоту к воде небольшими частями. Ни в коем случае нельзя воду приливать к кислоте! Химические свойства. Концентрированная и разбавленная серные кислоты отличаются друг от друга по химическим свойствам. Разбавленная серная кислота проявляет все свойства, присущие кислотам. 1. Взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду активности перед водородом, при этом образуются соли и вытесняется водород: Zn + H,SO^ = ZnSO^ + Н,, 2А1 + 3H,SO, = Al,(SO,>3 + ЗН3. 2. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами и образует соли и воду: СпО + H,SO^ = CuSO^ + Н,0, ( ГЛАВА VII ) ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ZnO + HjSO, = ZnSO, + Нр. 3. Взаимодействует с основаниями и образует соли и воду: 2NaOH + H,SO, = Na,SO, + 2Н,0, Mg(OH), + H,SO, = MgSO^ + 2H,0. 4. Взаимодействует c солями слабых и летучих кислот и образует новые соли и новые кислоты: SHjSO, + Са,(РО,)з = 3CaSO, + 2Н,РО,. Концентрированная серная кислота является очень сильным окислителем, поэтому она реатируст почти со всеми металлами, кроме серебра Ag, золота Аи и платины Pi, а также железа Fe при 100% -ной концентрации. При этом в зависимости от активности металлов, концентрации серной кислоты и условий реакции выделяются газы SO,, S или H^S: о +6 +2 +4 Си + 2H2SO4 = CUSO4 + SO2 + 2Н2О, Си'* S+6 -2е » I восстановитель (окисляется). + 2ё э S’*’'* I окислитель (восстанавливается). При кипячении концензрированная серная кислота взаимодействует также с неметаллами; 2H2SO4 + С'’ = СО, + 2SO, + 2Н2О. Концен'фированная серная кислота обугливает такие вещества, как сахар, бумага, дерево и ткани, вытягивая воду из содержащейся в них целлюлозы: + H2SO4 = «С + H2SO4 »Н20. дерево Для определения серной кислоты и сульфатов на них воздействуют растворимой солью бария (хлорид бария). В результате реакции выпадает осадок 6ejtoro цвета, не растворимый ни в воде, ни в азотной кислоте: H,S04 + BaCI, = iBaSO^ + 2НС1, Na'jSO^ + BaCi, = BaSO^ + 2NaCl. Сульфаты. Сульфат натрия Na^SO^. Безводный сульфат натрия используется при производстве стекла и соды, при изготовлении различных лекарств в медицине. Соединение Na^SO^- ЮН^О называется глауберовой солью. ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ Сульфат кальция CaSO^. CaSO^ в природе встречается в виде гипса CaSO^- 2Н,0. При нагревании природного гипса при 150—17()°С он теряет 3/4 воды и превращается в алебастр CaSO^- 1/2Н,0. Алебастр — важный строительный материал, часто используемый при строительстве объектов. В медицине гипс используется для наложения всевозможных гипсовых повязок. Сульфат меди(П) CuSO^. В соединении с водой сульфат меди (II) образует медный купорос — кристаллогидрат CuSO^- 514,0. Медный купорос используется для облицовки поверхности металлов медным покрытием, а также для борьбы с вредителями сельскохозяйственных растений. Железный купорос FeSO^- ТН^О. Кристалл темно-зеленого цвета, используется для борьбы с вредителями сельскохозяйственных растений, а также для изготовления различных красок. —► Получение красящих веществ кислоты —> Получение минеральных удобрений Электролит в аккумуляторах —► Получение рааличных сульфатов H^SO, Получение различных кислот Очистка нефтепродуктов —► Получение взрывчатых веществ —► В медицине Получение средств защиты растений Элементы знаний, умений и навыков: приготовление раствора концентрированной серной кислоты, сульфат-ион, реакции, присущие сульфат-ионам, гипс, алебастр, медный купорос, железный купорос. Вопросы и задания 1. Каковы различия между влиянием на металлы концентрированной и разбавленной серной кислоты? Запишите соответствующие уравнения реакций. 2, Выполните упражнения на основе следующей таблицы. ( ГЛАВА VII ) ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ]-ф/ Вещество Си Zn MgO КОН Cu(OH)2 Ba(NO,), CaCOj 1 2 3 4 5 6 7 ^’^^4(конц.) 8 9 10 11 12 13 14 H,S 15 16 17 18 19 20 21 Например, запишите уравнения реакций, протекающих в состояниях 1,2,8,9. 3. Определите, в какой из двух пробирок находится серная, а в какой — соляная кислота. 4. Сколько граммов 20%-ного раствора серной кислоты потребуется для расплавления 5,4 г алюминия? §42 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Можно ли ускорить протекание химических реакций? Химические реакции протекают с различной скоростью. Некоторые реакции протекают за доли секунды, а другие могут длиться в течение нескольких дней, то есть идут очень медленно. Есть и такие реакции, для завершения которых требуются даже годы. Если в химическом производстве некоторые реакции требуют ускорения, то некоторые необходимо замедлить. Например, процесс ржавления железных изделий требует замедления. — Изменение концентраций веществ, участвующих в химической реакции, за единицу времени называется скоростью химической реакции. Например, начальная концентрация вещества, вступающего в реакцию, равна 1 моль/л. Через 10 с, в течение которых продолжалась реакция, концентрация этого вещества составила 0,4 моль/л. Скорость совершившейся реакции определяется путем выполнения следующих действий. Скорость химической реакции — О. В течение реакции концентрация вещества уменьшилась на 0,6 моль/л: (1 моль/л — 0,4 моль/л = 0,6 моль/л). Продолжительность реакции — 10 секунд. 1 моль / л - о, 4 моль / л 0,6 моль / л с, - с, = о, 06 моль / л с. t 10 с Юс Следовательно, скорость этой реакции равна 0,06 моль/л с. ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ Факторы, влияющие на скорость химической реакции. 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций. При изучении химических свойств кислорода в курсе химии 7 класса вы узнали, что на воздухе сера горит очень медленно, а в присутствии чистого кислорода быстро сгорает ярким пламенем. При горении серы в присутствии чистого кислорода количество молекул кислорода, ударяющихся о поверхность серы, намного больше, чем в воздухе. Это связано с тем, что кислород занимает 21% объема воздуха. Скорость химических реакций равна произведению концентраций веществ, участвующих в реакции. Например, для реакции А+В=С д = [А] • [В], где [А] и [В] — молярные концентрации веществ А и В, к — коэффициент пропорциональности. 2. Влияние температуры на скорость химических реакций. При повышении температуры скорость реакции увеличивается в 2—4 раза; ■1 Ь, =д, 1-2 1| 10 где ~ скорость реакции при температуре t,; — скорость реакции при температуре Ц; у — температурный коэффициент скорости химической реакции. Например, при температурном коэффициенте скорости реакции у = 2 и повышении темиеразуры среды до 40°С скоросгь данной реакции увеличивасзся в 16 раз; до 50°С — в 32 раза, до 70°С — в 128 раз. Такое резкое увеличение скорости реакции можно объяснить ускорением движения молекул и увеличением частоты их столкновений, а также возрастанием количества активных молекул. Скорость химических реакций зависит здкже от природы реагирующих веществ, поверхности твердых веществ и катализатора (вспомните понятие о катализаторах из курса химии 7 класса). 3. Влияние природы веществ на скорость химической реакции. Влияние воды на металлы калий, назрий, железо и медь вы изучали в 7 ютассе. а) реакция 2К + 2Н,0 = 2КОН + Н, протекает настолько быстро, что выделяющийся водород сгорает. Реакция сопровождается горением; б) реакция 2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н^ протекает быстро, но медленнее, чем реакция воды с калием; ( ГЛАВА VII ) ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ]-ф/ в) взаимодействие железа с водой происходит при участии атмосферного кислорода в течение длительного времени; г) медь не взаимодействует с водой. 4. Для твердых веществ скорость реакции прямо пропорциоиалыш поверхности веществ, вступающих в реакцию. Рассмотрим эту зависимость на примере реакции соединения железа с серой. Реакция Fe + S = FeS протекает быстрее до строго определенной степени измельчения частиц железа. При увеличении етепени измельчения частиц до порошкообразного состояния скорость реакции оелабевает, так как ироиеходит спекание, которое енижает взаимное етолкновение молекул. 5. Влияние катализатора на скорость химической реакции. Реакция раещепления иерокеида водорода ускоряетея в ирисутетвии МпО,. Процеес получения океида серы (VI) уекоряется в присутствии катализатора оксида ванадия (V). — Вещества, которые ускоряют химические реакции, но сами остаются без изменений, называются катализаторами. Ингибиторы — это вещества, которые енижают возможность веществ вступать в химическую реакцию. Элементы знаний, умений и навыков: скороеть химической реакции, концентрация, температура, температурный коэффициент скорости, столкновение молекул, катализатор, ингибитор. 1. Что называется средней скоростью движущы'ося тела? 2. Что называется скоростью химической реакции? 3. Какие факторы влияют на скор<ють химической реакции? Вопросы и задания §43 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Почему реакция расщепления известняка считается необратимой? Химические реакции подразделяются на обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают только в еторону образования продуктов реакции. Например, ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ NaCl + AgN03 = iAgCl + NaNO., СаСОз + 2HC1 = CaCl, + СО,! + Н,0, NaOH + HNO3 = NaN03 + Нр,' 2KCIO3 = 2KC1 + 30,, Zn + H,SO^ = ZnSO_, + H,|. В обратимых же реакциях химический процесс протекает в противоположные стороны. То есть сначала образуются продукты реакции, которые одновременно могут превращаться в исходные вещества. Например, оксид серы (IV), взаимодействуя с водой, образует сернистую кислоту: SO, + HjO = H2SO3. С увеличением количества сернистой кислоты в растворе начинает протекать обратная реакция: Н,50з = Н,0 + SOj. Реакции, протекающие при одних и тех же условиях в противоположные стороны, называются обратимыми: S0,+ Н,0 ^ Н,50з. Реакция, идущая с образованием новых продуктов, т.е. слева направо, называется прямой, а идущая с образованием исходных продуктов, то есть справа налево, — обратной реакцией. В обратимых химических реакциях но мере расходования исходных веществ их концентрации в растворе уменьщаются. В результате снижается скорость прямой реакции. И наоборот, за счет увеличения концентрации продуктов, образующихся в течение реакции, увеличивается скорость обратной реакции. Иначе говоря, сколько молекул продукта реакции будет образовываться за единицу времени, столько молекул будет расщепляться. ^— Состояние, когда скорость прямой реакции сравняется со скоростью обратной реакции, называется химическим равновесием. Скорость прямой реакции реакции буквой - выражается оуквои - ^2 (1^,= д , скорость обратной Химическое равновесие может быть нарущено при изменении давления, температуры и концентрации веществ. Катализатор не только не сдвигает химическое равновесие, а наоборот, способствует его быстрейщему установлению. Повыщение температуры ускоряет реакции, протекающие с поглощением тепла. Реакция окисления оксида серы (IV) является обратимой экзотермической реакцией: 2S0, + О, ^ 2SO3 + Q. ( ГЛАВА VII ) ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ]-ф, Повышение температуры этой реакции ускоряет обратную реакцию, а понижение температуры ускоряет прямую реакцию. Увеличение давления сдвигает химическое равновесие в сторону реакции, приводящей к уменьшению объема продукта: 2SO2 + О2 ^ 2 SO3 +Q, 2-22,4л +22,4л 2-22,4л 67,2 л 44,8 л Из расчетов, выполненных на основе уравнения реакции, видно, что в прямой реакции происходит уменьшение объема. Значит', увеличение давления ускоряет прямую реакцию. Увеличение концентрации одного из вешеств в реакции, находя-шейся в состоянии химического равновесия, приводит к сдвигу химического равновесия в сторону расходования этого вешсства. Например, в реакционной среде COj + Hj = Н,0 + СО, находяшейся в состоянии химического равновесия, с увеличением концентрации СО, химическое равновесие сдвигается в сторону прямой реакции, а при повышении концентрации СО — в сторону обратной реакции. Элементы знаний, умений и навыков: обратимая реакция, прямая реакция, обратная реакция, химическое равновесие, сдвиг равновесия, факторы, обусловливаюшие сдвиг равновесия. пЩ ■'й 1. Какие реакции называются необратимыми? 2. Какие реакции называются обратимыми? 3. Что такое химическое равновесие? Перечислите пути сдвига химического равновесия. 4. В какую сторону сдвигается химическое равновесие в реакциях 2NO + 0,и 2NO, + Q; СО, + С U 2СО - Q? Вопросы и задания §44 ПРОМЫШЛЕННОЕ ПРОИЗВОДСТВО СЕРНОЙ КИСЛОТЫ Какие катализаторы используются при производстве серной кислоты? Серная кислота — одно из важнейших неорганических соединений в химической промышленности. Сырьем для промышленного производст- ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ ва серной кислоты служат: чистая сера S, железный колчедан (пирит) FeS,, сульфиды цветных металлов CuS, ZnS, PbS, сульфид водорода H^S. Процессы промышленного производства серной кислоты, начиная с подготовки сырья и кончая получением готового продукта, подразделяются на несколько этапов. 1. Получение оксида серы (IV). 2. Очистка оксида серы (IV). 3. Окисление оксида серы (IV) и получение оксида серы (VI). 1. Получение оксида серы (IV). Для получения оксида серы (IV) из имеющегося сырья необходимо осуществить следующие химические реакции: S + 0^ = SO,, 2H2S + ЗО2 = 2S0, + 2Н,0, 4FeS, + 110, = 2Fe,0j + 8S0,. Cu,S + 20^ = 2CuO + SO,. В промышленности для производства H^SO^ используется пирит. Для обеспечения высокой продуктивности реакции обжига (окисления) пирита необходимо: 1) реакции обжига проводить при участии чистого кислорода вместо воздуха. Это позволяет увеличить концентрацию одного из реагирующих вещесгв — кислорода, а следовагельно, и скоросзь реакции; 2) измельчать частицы пирита, при этом увеличивается поверхность столкновения частиц пирита с кислородом, в результате чего реакция ускоряется. Однако чрезмерное измельчение пирита замедляет реакцию, так как пирит спекается и кислород не может проникнуть в уплотненные слои. Но использование чрезмерно измельченного пирита по принципу противотока также дает хорошие результаты. Пирит засьцгается в печь для обжига колчедана (окисление FeS,) сверху в виде порошка, а воздух подается снизу. Смесь мелких частиц пирита и воздуха называется кипящим слоем. В таких условиях пирит окисляется за очень короткий срок. 2. Очистка оксида серы (IV). Процесс получения оксида серы (IV) яв;гяется каталитическим, в качестве катализатора используется оксид ванадия (V)—V^O^. Оксид серы (IV) содержит в своем составе различные примеси и пыль, которые снижают каталитические свойства катализатора. Поэтому SO, сначала подвергается очистке, затем подается в контактный аппарат. Очистка осуществляется путем пропускания через такие ( ГЛАВА VII ) ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ]-ф/ аппараты, как циклон или электрофильтр, затем оксид серы (IV) поступает в сушильную башню для осушки. Для осушки используется концентрированная серная кислота. 3. Окисление оксида серы (IV) и получение оксида серы (VI). Для получения оксида серы (VI) из оксида серы (IV) последний окисляется в присутствии катализатора: 2SO, + О, 2SOj + Q. Реакция является экзотермической, и при 400°С выход оксида серы (VI) составляет 99,2%. С повышением температуры выход продукта уменьшается, например, при 600°С он составляет лишь 73%. Теплота, выдсляюшаяся в ходе реакции, расходуется на нагревание SO, в теплообменнике. Для выбора oni’HMajrbHbix условий окисления оксида серы (IV) необходимо подобрать факторы, позволяющие сдвинуть равновесие обратимой реакции вправо. 1. Температура. Для увеличения выхода оксида серы (VI) температуру реакции следует постепенно понижать с 60()°С до 400—450°С . 2. Катализатор. Катализатором могут служить оксиды железа, платины и ванадия. К катализаторам предъявляются следуюшие требования: а) низкая цена; б) устойчивость к каталитическим донорам; в) долговечность. В настояшее время в качестве катализатора используется оксид ванадия (V). 3. Оксид серы (IV), постуиаюший в контактный аппарат, должен быть осушен от водяных паров и очищен от различных твердых частиц и пыли, повреждающих катализатор. Оксид серы (IV), осушенный от водяного пара и очишенный от пыли и различных примесей, в смеси с воздухом поступает в теплообменник, где он нагревается до определенной температуры, а оттуда в контактный аппарат, где он окисляется до SO3. Образовавшийся в контактном аппарате и охлажденный в теплообменнике оксид серы (VI) подается в поглотительную башню. Гидратация оксида серы (VI), то есть получение серной кислоты. В поглотительной башне из оксида серы (VI) получается серная кислота, для чего SO3 вступает во взаимодействие с водой. В результате ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ ЭТОГО взаимодействия серная кислота образуется в виде мельчайших капель, которые затуманивают поглотительную башню. Этот сернокислотный туман трудно конденсируется, поэтому в поглотительной башне SO3 поглошается с номошью серной кислоты 98 %-ной концензрации. Вода, содержашаяся в концентрированной H,SO^, гидратирует SO^; SO3 + Н,0 - HjSO, + Q. Затем обезвоженная H,SO^ поглошает SO3 и образует соединение, называемое олеумом: H,SO^ + /JSO3 = H,SO^ • nSOy Процесс промышленного производства серной кислоты является непрерывным (рис. 25). Элементы знаний, умений и навыков: сырье, обжиг пирита, кипяший слой, контактный аппарат, теплообменник,олеум. “Й 1. Какие вещества служат сырьем для производства серной кислоты? 2. На какие этапы подразделяется процесс промышленного производства серной кислоты? 3. Как осуществляется обжиг пирита в промышленности? 4. Какие факторы используются для увеличения продуктивности процесса окисления оксида серы (IV)? 5. Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения: ZnS -э H,S SO, -» SO3 -> олеум. Вопросы и задания ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА 2 Решение опытных задач по теме “Сера” 1. Докажите с помощью опыта, что данное вещество является серной кислотой. 2. Докажите, что влияние разбавленной и концентрированной серной кислоты на цинк неодинаковое (соблюдайте осторожность при проведении опытов). Запишите уравнения реакций, происшедших в ходе опыта. 3. В трех пронумерованных пробирках даны соли хлорид кальция, сульфид натрия и сульфат калия. Определите с помощью опытов, какая соль находится в каждой пробирке. 4. Можно ли получить соль хлорид алюминия из соли сульфат алюминия? Запишите уравнения реакций и докажите с помощью опыта. ( ГЛАВА VII ) ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ]-ф/ Кипящий слой печи обжига Электрофильтр Печной газ Разбавленная серная кислота Газ с контактного аппарата Олеум на склад Рис. 25. Промышленное производство серной кислоты ПОДГРУППА КИСЛОРОДА ( ГЛАВА уЮ НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример I. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если коэффициент скорости равен 3, а температура повышена с 50°С до 70°С? При первоначальной температуре (5()°С) реакция завершается за 2 мин 15 с, за какое время она завершится при 70°С? Решение: 1) увеличение скорости реакции (при переходе от 5()°С к 70°С) найдем согласно правилу Вант-Гоффа: ^2-^1 70-50 i> = Y 10 = 3“ =32 =9. Скорость химической реакции увеличится в 9 раз; 2) при начальной температуре то есть при 50°С реакция завершается за 2 мин 15 с (135 секунд), при температуре — за время, большее в 9 раз. 135 ^ = {t ) = Ц± = 15с. Ответ: 15 с. ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Запишите уравнения реакций, протекаюших по следуюшей схеме: FeCl, ^ Fe(OH), ^ Fe^Oj, Т FeS, —^ Fc203 —> Fe —> FelNO^lj—^ FeS, SO2 ^ SO, ^ H2SO4. 2. Ha 180 r смеси FeS и Ре,Оз с содержанием сульфида железа (II) 60% воздействовали избыточным количеством соляной кислоты. Сколько литров (н.у.) сульфида водорода образуется в результате реакции? Какое количество серной кислоты образуется из полученного количества сульфида водорода? 3. Какой объем воздуха потребуется для окисления 16 г серы? 21% объема воздуха составляет кислород. 4. Вычислите массовую долю (%) кристаллизационной воды в медном купоросе. ПОДГРУППА АЗОТА Почему элементы азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут расположены в одной основной подгруппе периодической таблицы? Общая характеристика элементов подгруппы азота. К подгруппе азота относятся элементы основной подгруппы пятой группы периодической таблицы — азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi (табл. 24). На внешнем энергетическом уровне атомов этих элементов имеется пять электронов, расположенных на энергетических подуровнях следуюшим образом — р\ Для завершения внешнего энергетического уровня недостает трех электронов, поэтому, принимая три электрона, они проявляют степень окисления —3. Электроны внешнего энергетического уровня в возбужденном состоянии (кроме азота) имеют вид 5' d'\ шрЕП]—црп; 11111 При возбужденном состоянии электронов на внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов отдают пять электронов атомам элементов с большей электроотрицательностью и проявляют степень окисления +5. В связи с отсутствием на внешнем электронном слое атома азота ^/-орбитали электроны внешнего энергетического уровня находятся в состоянии -I . Электронная конфигурация имеет вид рК Такое строение внешнего электронного слоя атома азота позволяет получать соединения с особым типом связи. ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГГ) Таблица 24 Свойства элементов подгруппы азота я н 'S X .а U Й S 9 Я й О. *=■ = S с о S Н О о « S U! tr; U о О 2 £ S X X X X К 03 2 у S о J3 CQ S ^ S те 1 ^ 1 к- н а U Q. О О О. S >. ^ X о S У ^ S о 3^ S' е 9 S о S S о. Ц U н — (U JJ Э 5 4 9 н о 5 & 2 я 0 = 2 £ п Расположение электронов на внешних энергетических уровнях и подуровнях Степень окисления 7 Азот N 14 2 5 Js^ 2s^ 2р^ -3,0,1,2,3,4,5 15 Фосфор Р 31 3 5 2s^ 2р<^ 3s^ Зр^ -3,0,3,5 33 Мышьяк As 75 4 5 За^ Зр<^ 3d‘<> 4s^ 4р^ -3,0,3,5 51 Сурьма Sb 222 5 5 4ц2 4р^ 44^0 5s^ 5р^ -3,0,3,4,5 83 Висмут Bi 209 6 5 5s^ 5р^ 5р“’ 6s^ бр"^ -3,0,3,5 §45 АЗОТ Почему азот и кислород, входящие в состав воздуха, не реагируют между собой? Строение молекулы азота. Молекула азота состоит из двух атомов, связанных между собой неполярной ковалентной связью. Молекулярная формула: Nj, структурная формула: N=N, электронная формула: :N:;N: (рис. 26). Распространение в природе. В природе азот встречается как в свободном состоянии, так и в виде соединений. В свободном состоянии он составляет основную часть воздуха. Объемная доля азота в воздухе равна 78%, массовая доля 75,5%. В виде соединений, в частности в виде NaN03, встречается на территории Чили. Поэтому соединение NaNO^ называется еще чилийской селитрой. Азот входит в состав почвы в виде различных нитрагов. Белки — жизненно важные Рис. 26. Строение атома азота ( ГЛАВА VTII ) ПОДГРУППА АЗОТА ДЛЯ всех живых организмов вещества, также являются природными соединениями азота. Получение. В лабораторных условиях азот получают путем пропускания аммиака над нагретым оксидом меди (II): ЗСиО + 2NH3 = ЗСи + ЗНр + N3. В промышленности основным сырьем для получения азота является воздух. Воздух сжижают путем охлаждения и постепенно испаряют. При этом первым выделяется азот, так как его температура кипения (196°С) выше, чем температура кипения кислорода (183°С). После выделения азота из сжиженного воздуха, остается кислород. Следовательно, в этом технологическом процессе можно получать и азот, и кислород. Физические свойства. Азот — газ без цвета, запаха и вкуса, мало растворимый в воде. В одном объеме воды растворяется 0,0154 объема азота. Температура плавления азота —210°С, температура кипения —196°С. Химические свойства. В молекуле азота два атома, связанных друг с другом за счет трех пар электронов неполярной ковалентной связью. Поэтому азот считается химически инертным (неактивным) веществом. При высокой температуре, например, при температуре образования электрической дуги, азот реагирует с кислородом и образует оксид азота (И): N, + О, ■э 2NO - Q. Атмосферный азот, окисляясь под влиянием электрического разряда, возникающего во время грозы, также образует оксид азота (II). В присутствии катализатора под влиянием высокого давления и температуры азот реагирует с водородом: N, + ЗН, 2NH3 +Q. При нормальных условиях азот взаимодействует только с литием: 6Ы + N, = 2Li3N. Со всеми другими металлами в нормальных условиях азот не реагирует. Например, он взаимодействует с магнием при нагревании: 3Mg + N3 = МЕзК,. Соединения азота с металлами называются нитридами, например, Li3N — нитрид лития, Mg3N, — нитрид магния. ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТТП Элементы знаний, умений и навыков: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут, получение азота из воздуха, химическая инертность азота, нитриды. "И. Вопросы и задания 2. 3. 4. 5. В чем состоит основное сходство в строении атомов элементов основной подгруппы пятой группы? Что вы знаете о распространении азота в природе? Определите плотность азота относительно водорода. В чем заключается особенность химических свойств азота? Какими способами получают азот в промышленности? §46 ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА Чем объясняются основные свойства водного раствора аммиака? Строение молекулы. Азот образуете водородом ряд соединений. Самым важным с практической точки зрения водородным соединением азота является аммиак. Его молекулярная формула NH,, структурная формула: ^ 2 , электронная формула: . Ввиду электроотрицательности азота н н относительно водорода молекула аммиака является полярной (рис. 27). Получение. 1. В лабораторных условиях аммиак получают путем воздействия щелочью на соли аммония (рис. 28): NRC1 + NaOH = NaCl + Н,0 + NH,. 4 2 3 Рис. 27. Строение молекулы аммиака Кроме того, аммиак можно получить также с помощью накаливания смеси соли хлорида аммония и гашеной извести: 2NH^C1 + Са(ОН)2 = СаСЦ + 2Н,0 + 2NH3. 2. В промышленности аммиак получают в результате взаимодействия азота, выделенного из атмосферного воздуха, с ( ГЛАВА УШ ) ПОДГРУППА АЗОТА NHj--^ Са(ОН), ч. жр| «! д NH,C1 'Ч . Вата Рис. 28. Получение NH^ в лаборатории Рис. 29. Растворение аммиака в воде водородом, полученным путем электролиза воды: N, + ЗН, = 2NH3 + Q. В нормальных условиях азот и водород в смеси не вступают в реакцию. Реакция взаимодействия азота с водородом является обратимой, поэтому чтобы сдвинуть химическое равновесие вправо (в сторону образования NH3) необходимо; 1) увеличить давление; 2) понизить температуру до определенного значения, так как при низкой температуре может уменьшиться продуктивность реакции; 3) использовать катализаторы. Для данной реакции в качестве катализатора могут быть взяты AI3O3, К,0 и железная смесь. Физические свойства. Аммиак — бесцветный газ с резким запахом, в 1,7 раз легче воздуха. Аммиак очень хорошо растворим в воде (рис. 29). В одном объеме воды растворяется 700 объемов аммиака. Химические свойства. При растворении аммиака в воде образуется гидроксид аммония (нашатырный спирт): NH3 + Н^О ^ NH^OH. В этой реакции аммиак присоединяет ион № молекулы воды (протон) и образует ион аммония NH^. Молекула воды, утратившая ион Н^, преврашается в ион гидроксида ОН“. В результате среда раствора становится щелочной: ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТТГ) NH3 + Н,0 NH/+ ОН- Образование иона аммония основано на механизме донорноакцепторной связи. В молекуле аммиака имеется свободная электронная пара, а ион водорода имеет свободную орбиталь. При столкновении молекулы аммиака с ионом водорода свободная электронная пара азота становится общей для атомов азота и водорода: H:N:H +Н^-Н Н H:N:H Н Н H-N-H I Н В ионе аммония азот становится четырехвалентным, степень окисления остается неизменной, то есть —3. Аммиак взаимодействует и с кислотами, образуя соли. Эти реакции также протекают по донорно-акцепторному механизму. Ионы водорода, отделившиеся от молекул кислот, образуют ковалентную связь за счет свободных электронных пар в молекуле аммиака и превращаются в ионы аммония; NH3 + НС1 = NH,C1, NH3 + H,SO, = NH,HSO,, 2NH3 + H3SO, = (NH,)3SO,. При высокой температуре аммиак распадается на азот и водород: 2NH, ■э N2 + ЗН2. При горении аммиака в кислороде образуются азот и вода (рис.ЗО); 4NH3 + ЗОз = 2N2 + 6Н,0. Если реакция горения протекает в присутствии платинового катализатора, то образуется оксид азота (II) (рис. 31): Pi 4NH3+5O2 -э 4NO+6H2O. Соли аммония. Сложные вещества, образованные из ионов аммония и кислотного остатка, называются солями аммония. NH,C1, NH,N03, (НН,)з50„ (КН,)зРО,; NH^HSO,, NH,H,PO„ (NH^HPO,. ( ГЛАВА УШ ) ПОДГРУППА АЗОТА Рис. 30. Горение аммиака в Все соли аммония — хорошо растворимые в воде вещества, обладающие следующи.У1и свойствами. 1. Распадаются при сильном нагревании: (NH4),C03 = 2NH3 + н,о + со,. 2. Выделяют аммиак под воздействием щелочей: (NH^l^SO, + 2NaOH = Na,SO, + 2NHj + 2Н,0. Эта реакция специфична для солей аммония. ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП Элементы знаний, умений и навыков: аммиак, структурная и электронная формулы аммиака, получение в лабораториях, ион аммония, строение иона аммония, соли аммония, качественная реакция для иона аммония. Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. Какими способами можно получить аммиак в лабораторных условиях? Каковы физические свойства аммиака? Объясните механизм процесса растворения аммиака в воде. Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения; Nj ^ NH, ^ (NH.XCOj ^ NH, ^ (NHJ,SO,. Какой объем (л,н.у.) кислорода потребуется для окисления 5,6 л аммиака в присутствии катализатора и какой газ и в каком объеме образуется в результате реакции? §47 КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА Почему оксид азота (II) считается инертным, а оксид азота (IV) — кислотным? В нормальных условиях азот не взаимодействует с кислородом. Существует ряд его оксидов, полученных косвенными путями: оксид азота (I) — N,0, оксид азота (IV) — N0,, оксид азота (II) — N0, диоксид азота — N,0^, оксид азота (III) — N,0,, оксид азота (V) — N,0^. Оксид азота (II) — NO — газ без цвета и запаха, мало растворимый в воде. При С’С в одном объеме воды растворяется 0,7 объема N0. Температура плавления —163,6"С, температура кипения —154,8“С. В природе оксид азота (II) образуется при электрических и грозовых разрядах, поэтому соединения азота, хотя и в незначительных количествах, встречаются в составе дождевых вод, выпадающих в весенние месяцы: ( ГЛАВА VTII ) ПОДГРУППА АЗОТА 2NO. N2+02 — Оксид азота (II) инертен, не образует солей. В промышленности получается путем каталитического окисления аммиака. В лабораторных условиях этот оксид получается путем воздействия на медь разбавленной азотной кислотой: ЗСи + 8HNO, = 3Cu(NO,)2 + 2NO + 4Нр. При нормальных условиях оксид азота (II) вступает во взаимодействие с кислородом воздуха и образует оксид азота (IV) N0,: 2N0 + О, 2NO2. Оксид азота (IV) — NO^ — удушливый газ красновато-бурого цвета с резким запахом, ядовит. Он хорошо растворяется в воде. Температура кипения —21,3‘’С, при —9,3“С образует бесцветные кристаллы. В лабораторных условиях оксид азота (IV) получают нутем воздействия на медь концентрированной азотной кислотой; Си + 4HNO3 = Си(ЫОз)з + 2NO2 + 2Н,0. В промышленности NO^ получают с помощью окисления оксида азота (II). Оксид азота (IV) является кислотным и, растворяясь в воде, образует азотную и азотистую кислоты: 2N0, + Н,0 = HNO3 + HNO,. Элементы знаний, умений и навыков: оксиды азота, оксид азота (II), оксид азота (IV), соединения, не образующие солей. Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. Каким способом определяется оксид азота (II)? Какие оксиды азота вы знаете? Объясните, каким должно быть влияние давления и температуры, чтобы равновесие реакции + О, = 2NO — Q сместилось вправо. Определите валентность и степень окисления азота в N,Oj . Определите плотность оксида азота (IV) относительно водорода и воздуха. Ш—[ ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА УПП §48 АЗОТНАЯ КИСЛОТА Как получается из азотной кислоты царская водка? Молекулярная формула азотной кислоты — HNO3. На втором энергетическом уровне атома азота (внешний энергетический уровень) не имеется ^/-энергетического подуровня. Электронная пара 2s-~ энергетического подуровня не возбуждается. Хотя азот находится в пятой группе, он не может быть пятивалентным. Высшая валентность азота — 4. Исходя из этого структурную формулу азотной кислоты можно представить в следуюшем виде: + н-0-n: о о ’ H-0-N О о Таким образом, в азотной кислоте азот четырехвалентен, степень его окисления равна +5. Получение. До начала XX в. азотную кислоту получали путем воздействия на чилийскую селитру (NaN03) концентрированной серной кислотой. В настояшее время этот способ используется для гголучения азотной кислоты в лабораторных условиях; NaN03 + H3SO, = NaHSO, + HNO3. В промышленности азотная кислота получается из аммиака. Данный процесс осуществляется в три этапа (рис. 32). 1. Окисление аммиака в присутствии катализатора (Сг,Оз или МпО^); 4NH, + 50, = 4N0 + 6Н,0. ( ГЛАВА VTII ) ПОДГРУППА АЗОТА 2. Окисление оксида азота (И) и получение оксида азота (IV): 2NO + О, = 2NO,. 3. Поглощение оксида азота (IV) водой при участии кислорода: 4NO2 + 2Нр + О, = 4HNO3. Физические свойства. Чистая азотная кислота — бесцветная жидкость с резким запахом, плотность ее 1,5 г/см^ Кристаллизуется при —41°С. Хорошо растворяется в воде. Химические свойства. Азотная кислота — одноосновная сильная кислота, полностью диссоциирующая в разбавленных растворах: HNO3 H^ + NOJ. Азотная кислота неустойчивая, может расщепляться под воздействием света и тепла: 4HNO3 = 4NO, + О, + 2Н3О. Как и другие кислоты, азотная кислота вступает во взаимодействие с оксидами, солями и металлами: СпО + 2HNO3 = Cu(N03)3 + Н,0, Ре(ОН)з + 3HNO3 = Fe(N03)3 + ЗН.О, Na,C03 + 2HNO3 = 2NaN03 + Н^О + СО,. Влияние азотной кислоты на металлы отличается от влияния других кислот. В зависимости от концентрации азотной кислоты и активности металла она восстанавливается до следующих веществ: HNO3 ----> N0,; нЙОз; N0; N2О; N,; NH3. 1. При взаимодействии с пассивными металлами, например Си и РЬ (а и б), концентрированная азотная кислота образует газ N0,, а разбавленная азотная кислота — NO (в). 2. С активными металлами, например. Mg, Zn и Fe (г) концентрированная азотная кислота реагирует по-разному: а) Си + 4HN03,^„„„ , = Cu(N03), + 2N0, + 2Н,0, б) РЬ + 4HN03„ohu., = PMNO,), + 3N0, + 2Н,0, в) ЗСп + 8HN03,pa36., = 3Cu(N03)2 + 2N0 + 4НзО, г) 4Fe + = 4Fe(N03)3 + НН,КОз + ЗНр. ш ПОДГРУППА АЗОТА С ГЛАВА уТГП Смесь, состоящая из 1 моля азотной кислоты и 3 молей сатяной кислоты, называется “царской водкой”. Царская водка является окислителем и может растворить даже очень пассивные металлы — золото и платину: Аи + HNO3 + ЗНС1 = AuCl, + NO + 2Нр, 3Pl + 4HNO3 + 12НС1 = 3Ptc\ + 4NO + 8Н,0. Древесная стружка и органические вещества (скипидар) в азотной кислоте возгораются и горят ярким пламенем (рис. 33). При работе с концентрированной азотной кислотой следует соблюдать больщую осторожность, так как, попадая на кожу человека, она образует язвы. СОЛИ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты получают в основном мри взаимодействии азотной кислоты с металлами, оксидами металлов, карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов. Нитрат аммония получают при взаимодействии аммиака и азотной кислоты; NH, + HNO, = NRNO,. 3 3 4 3 Применение 1Н? / / \ / h Рис. 33. Горение древесины в концентрированной азотной кислоте ( ГЛАВА VTIl ) ПОДГРУППА АЗОТА Все нитраты — хорошо растворимые в воде вещества. При нагревании нитраты расщепляются. Нитраты металлов, расположенных в ряду активности левее магния, расщепляются с образованием нитритов и кислорода; 2KNO3 —2KNO2+O2. Нитраты металлов, расположенных в ряду активности между магнием и медью, расщепляются с образованием оксидов металлов, оксида азота (IV) и кислорода: 2Си(ЫОз)2 —^ 2C11O + 4NO2 Н-О,-Нитраты металлов, расположенных в ряду активности после меди, расщепляются с образованием металла, оксида азота (IV) и кислорода: ) 2Ag + 2N02+02. 2AgN03 — Расщепление нитратов можно выразить следующей общей схемой: MeNO, Me слева от Mg — —► MeN02+ О2 Me между Mg и Си —► МеО + NO2+ О2 Me после Си —► Me + NO2+ О2 При расщеплении нитрата аммония образуется оксид азота (I): NH4NO3 N,0 + 2H,0. Для определения солей азотной кислоты необходимо установить наличие нитрат-иона N0" в ее составе. С этой целью соль нитрата нагревают с концентрированной серной кислотой и затем добавляют медь. Образование в результате реакции газа бурого цвета — N0^ указывает на то, что определяемая соль — нитрат: 2NaN03 + H,SO, = Na^SO^ + 2HNO3, 4HNO3 + Си = Си(ЫОз),’+ 2N0, + 2Н,0. Нитраты применяются в основном в сельском хозяйстве в качестве минеральных удобрений. Элементы знаний, умений и навыков: строение молекулы HNO3, нитраты, расщепление нитратов, определение нитратов. ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП 9^ ■'й Вопросы и задания 1. Как получают азотную кислоту в лабораторных условиях? 2. Какими способами можно получить соль Си( NO3),? Запишите необходимые уравнения реакций. 3. Запишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения: N, NH, -> NO ^ NO^ -> HNO, CaCNOj),. 4. Сколько литров (н.у.) оксида азота (II) образуется при растворении 3,2 г меди в азотной кислоте? 1. 2. 3. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА 3 Получение аммиака и проведение с ним опытов Соберите прибор, изображенный на рис.28. Образование аммиака. Наберите в фарфоровую ступку равные объемы кристаллов хлорида аммония (NH^Cl) и порошка гашеной извести и хорошенько смешайте. Заполните 1/3 пробирки образовавшейся смесью и медленно ;-га1'рейте (рис. 28). Сбор аммиака. Соберите выделяющийся газ (аммиак) в пробирку, соединенную с газопроводящей трубкой, как на рис. 28. Удостоверившись в том, что пробирка наполнилась аммиаком (об этом можно узнать по резкому запаху из пробирки), закройте ее пробкой, опустите в воду и откройте пробку. Пробирка наполнится водой, так как аммиак очень хорошо растворяется в воде. Выньте пробирку из воды. Докажите на опыте, что в пробирке находится водный раствор аммиака: а) отлейте немного раствора аммиака в другую пробирку и опустите в нее лакмусовую бумажку красного цвета; б) в другую пробирку с водным раствором аммиака закапайте несколько капель фенолфталеина. Задание. Запишите в тетрадь подробности проведенных опытов, а также уравнения совершившихся реакций. Докажите, какими вешествами являются полученный газ и раствор. Соберите установку, изображенную на рис.30, для сжигания аммиака в кислороде. Приготовьте необходимую смесь для получения аммиака, поместите ее в пробирку и закройте пробкой, к одной стороне которой прикреплена газопроводящая трубка. Второй конец трубки опустите в цилиндр с кислородом. Медленно нагрейте смесь. При поступлении образовавшегося аммиака в сосуд с кислородом будет наблюдаться явление горения. ( ГЛАВА VTIl ) ПОДГРУППА АЗОТА Какие вещества образуются, когда аммиак горит в отсутствие катализатора? Запишите уравнения реакции. Определите окислители и восстановители. Взаимодействие аммиака с кислотами. Получите аммиак на установке, использованной выше. Обратите внимание на газ (аммиак), выделяющийся из газопроводящей трубки. Опустите конец газопроводяшей трубки в пробирки, содержащие по 1 мл азотной, соляной и серной кислот. Конец газопроводящей трубки должен находиться в 5-6 мм от поверхности растворов кислот. Почему? Как можно доказать, что после нейтрализации кислот в пробирках образуются соли? Объясните причину образования белого дыма в пробирке с соляной кислотой. , ^ НАГЛЯДНЫЕ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ Пример I. Какое количество нитрата аммония образуется и какое вещество полностью расходуется при пропускании 156,8 м^ аммиака через 1 т 44,982%-НОГО раствора азотной кислоты? Решение: 1) найдем количество вещества в 156,8 м^ (156800 л) аммиака: / X т ■ ¥ \ ^ 56800 ^V n(NHj) = ^ = 7000 молей; 2) найдем массу азотной кислоты и количество вещества в 1 т 44,982%-ного раствора: в 100 кг раствора---- 44,982% HNO3, в 1000 кг раствора---х % HNO3, 1000-44,982 100 449,82 KI' = 449820 г. ч 449,820 и(ННОз) = ——— = 7140 молей; 63 3) при взаимодействии NH, и HNO, образуется NH^NO,: NHj + HNO3 NH,NOj. 1 моль 1 моль 1 моль Из уравнения реакции видно, что при взаимодействии 1 моля NH, с 1 молем HNO3 образуется 1 моль NH^N03. Из условия задачи видно, что 1 моль аммиака, взаимодействуя с 1 молем азотной кислоты, образует 1 моль нитрата аммония. 7000 молей NH, ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП взаимодействуют с 7000 молей азотной кислоты (7140-7000=140 молей). 140 молей HNOj остаются в излишке и образуются 7000 молей NH^NO^ ; 4) найдем массу 7000 молей NH^NOji т (NH.NO,) = 7000 • 80 = 560000 г = 560 кг = 0,56 т; 5) найдем массу оставшегося HNO,: т (HNO3) = 140 • 63 = 8820 г = 8,82 кг = 0,00882 т. Ответ: образуется 560 кг (0,56 т) нитрата аммония и 8,82 кг (0,00882 т) азотной кислоты остается в избытке. Пример 2. Сколько тонн аммиака потребуется для производства 5 т 60%-ной азотной кислоты, учитывая то, что в производстве 2,8% аммиака растрачиваются без пользы? Решение: 1) вычислим массу 5 т 60%-ной азотной кислоты: т (HNO3) = 5 т • 0,6 = 3 т; 2) определим, какое количество аммиака теоретически потребуется для получения 3 т азотной кислоты. Азотная кислота получается из аммиака по следуюшем реакциям: 4NH, + 50^ ^ 4NO + 6Н,0, 2NO + О, ^ 2NO,, 4NO, + 2Н2О + о' ^ 4HNO3. Запишем все три реакции в виде схемы: X т 3 т NH, ^ HNO3 17 т 63 т Для получения 63 т HNO3 необходимо 17 т NH,, Для получения 3 т HNO, необходимо х т NH3, 3-17 X = 53 = 0,81 т NH3; 3) какое количество аммиака надо взять с учетом того, что 2,8% аммиака расходуются впустую? Значит, для получения HNO3 поз ребуется 97,2% аммиака. 100 т аммиака расходуются на получение 97,2 т HNO,, XT аммиака на получение 0,81 т HNO3, ^^ММ00,0,833 т. 97,2 Ответ: потребуется 0,833 т аммиака. ( ГЛАВА VTII ) ПОДГРУППА АЗОТА 1^^ ЗАДАЧИ И ПРИМЕРЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Определите плотность азота относительно водорода и воздуха. 2. Цианамид калия — CaCN, — ценное минеральное удобрение. Вычислите массовую долю азота в его составе. 3. Можно ли получить какое-либо минеральное удобрение, используя в качестве сырья только воздух и воду, а также любое оборудование? Запишите необходимые уравнения реакций. 4. Какой объем (н.у.) займут 34 кг сжиженного аммиака, переведенного в газообразное состояние? 5. Какое количество ортофосфорной кислоты можно получить из 620 г Са,(РО,),? ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ 1. С каким из приведенных металлов соединяется азот при комнатной температуре? А) Са; В) А1; С) Fe; D) Li; Е) Mg; 2. На основе какой из приведенных реакций можно получить аммиак в лабораторных условиях? А) Cu + HNO,^ ; В) NH^NO,-» ; С) NH,Cl+Ca(OH),^ ; D) N0,+H,0^ ; Е) NH,Cl+H,SO,^. 3. Азот считается химически инертным газом, так как... A) его молекула состоит из двух атомов; B) его молекулы очень широко распространены в атмосфере; C) его температура сжижения очень низкая; D) атомы в его молекуле связаны неполярной ковалентной связью за счет трех электронных пар; E) слово “азот” означает “отрицаюший жизнь”. 4. Сколько граммов составляют 0,3 моля азотной кислоты? А) 32,3; В) 44,2; С) 21,4; D) 63,2; Е) 18,9. ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП §49 ФОСФОР Чем отличаются друг от друга белый и красный фосфор? Фосфор, как и азот, находится в основной нодтрупне пятой группы периодической таблицы химических элементов. Его валентные электроны расположены на 35^ 3(Р энергетических подуровнях внешнего энерге- тического уровня: Л 3d 3s 3d Фосфор проявляет степени окисления —3, О, +3, +5. В природе встречаются в основном соединения фосфора со степенью окисления +5. Распространение в природе. В силу своей химической активности фосфор встречается в природе только в виде соединений. Фосфориты и апатиты — природные соединения фосфора, в состав которых входит Саз(РО^),. Фосфор содержится также в составе живых организмов и очень важен для жизни. Белки и нуклеиновые кислоты являются органическими фосфорными соединениями. Неорганический составной комггонент костной ткани человека и животных представлен в основном фосфатом кальция Са,(РО^),. Получение. Фосфор получают в электрических печах из фосфорита или апатита путем их нагревания без доступа воздуха в присутствии оксида кремния (IV) и кокса: Саз (Р О4 >2 + 2С" + 35Юз ^ ЗСаЗЮз + 2Р“ + 5 С О. Полученные в реакции пары фосфора конденсируются водой в специальной камере. По составу собранное вещество представляет собой белый фосфор с химической формулой Р^, светящийся в темноте. Физические свойства. В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропических модификаций, например, белый и красный фосфор. Различия в физических свойствах белого и красного фосфора (табл. 25) обусловлены порядком связи атомов в их молекулах. ( ГЛАВА VTIl ) ПОДГРУППА АЗОТА Физические свойства белого и красного фосфора Таблица 25 Свойство Белый фосфор Красный фосфор Молекулярное строение щ Щ ф т Ф • # • Агрегатное состояние Кристалли- ческое Порошкообразное Цвет Бесцветный Темно-красный Запах Чесночный Без запаха Растворимость в воде Нерастворим Нерастворим Растворимость в CS, Хорошая растворимость Нерастворим Плотность, г/см’ 1,8 2,3 Температура плавления, “С 44 Преврашается в белый фосфор не расплавляясь Свечение Светится в темноте Не светится Воздействие на организм Ядовит Не ядовит Кристаллическая решетка Молекулярная Атомная Под воздействием света и температуры белый фосфор переходит в красный. А красный фосфор без доступа воздуха образует пары белого фосфора. Конденсируясь, пары превращаются в белый фосфор. Химические свойства. Белый фосфор — химически активное вещество, способное непосредственно соединяться с кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами; 4Р + 50, = 2Р,Оз , 2Р + 3S = Р,8з , 2Р + ЗС1,'= 2PCI3 , 2Р + ЗСа = СазРз . #- ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП Взаимодействуя с водородом, белый фосфор образует фосфин PHj. Фосфин, хотя и похож на аммиак, но являе'гся неустойчивым соединением: 2Р + ЗН, = 2РН3. Применение. Красный фосфор служит основным сырьем в производстве спичек. Красный фосфор, нанесенный на боковое ребро спичечного коробка, мгновенно возгорается, вступая в реакцию с бертолетовой солью, нанесенной на спичечную rojtoBKy; 6Р“ + 5К а О3 5К Cl + 3 Р: О5, 6|Р° -5ё^Р"’|5, 5|С1 +6ё^С1 |6. Элементы знаний, умений и навыков: белый фосфор, красный фосфор, апатит, фосфорит, фторапатит, сырье для спичечной промышленности. 0^ •“Й Вопросы и задания 2. 3. 4. Объясните местоположение фосфора в периодической системе элементов и строение его атома. Какие аллотропические модификации фосфора вы знаете? Каким способом можно получить фосфор из природных соединений? Какие природные соединения фосфора встречаются на территории Узбекистана? В каких целях используется фосфор в народном хозяйстве? §50 КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ФОСФОРА в сколько этапов диссоциирует ортофосфорная кислота? При сгорании фосфора в присутствии достаточного количества кислорода образуется оксид фосфора (V) состава P40,„. Упрощенно его можно записать PjO^: 4Р + 50, = 2Р,Оз . Оксид фосфора (V) — белое гигроскопическое (впитывающее воду) ( ГЛАВА VTII ) ПОДГРУППА АЗОТА вещество, хорошо растворимое в воде. В нормальных условиях при растворении P,Oj в воде образуется мстафосфорная кислота: Р,0, + Н,0 = 2НРО,. 2 5 2 J При проведении реакции под воздействием температуры образуется ортофосфорная киаюта: РРз + ЗН^О = 2Н3РО4. Иначе говоря, мстафосфорная кислота, образовавшаяся в первой реакции, взаимодействуя с водой под воздействием температуры, образует ортофосфорную кислоту; НРО3 + Нр = Н3РО,. При медленном нагревании ортофосфорной кислоты образуется пирофосфатная кислота: tV 2Н,РО, H^PA + HjO. Среди кислот НРО3, Н,РО^, H^PjO^ ортофосфорная кислота является самой важной с практической точки зрения. В лабораторных условиях ортофосфорную (фосфорную) кислоту получают при взаимодействии ортофосфата кальция с концентрированной серной кислотой: СазСРО^), + 3H2SO4 —^ ЗСаЗО^ + 2Н3РО4. Эту кислоту можно получить также путем сжигания фосфора в достаточном количестве кислорода, нагревания образовавшегося PjO^ и последующего воздействия на него водой: РРз НЗРО,. Ортофосфорная кислота — НзРО^ —бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Плавится при 42,3°С . Поскольку ортофосфорная кислота трехосновная, она диссоциирует в три этапа: Н,Р04 ^ + HjP04 (дигидрофосфат-ион), Н2РО4 + НРО4 (гидрофосфат-ион), НРО4" Н ' + РО4 (ортофосфат-ион). Так как при ее диссоциации образуются три вида ионов, она образует три ряда солей. ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП Д и гидрофосфаты: NaH^PO^, Са(Н2РО^)2-Гидрофосфаты: Na,HPO^, СаНРО^. Фосфаты: Na,P04, Саз(РО^)2. Ортофосфорная кислота вступает в реакции, присущие всем кислотам: 6Na + 2Н3РО, - 2ЫазРО, + ЗН„ ЗСаО + 2Н3РО, = Саз(РОД + ЗН,0, 3NaOH + Н3РО, = Na3PO, + ЗН,6, 3NH3 + Н3РО, = (NH,)3PO,, 3Na2C03 + 2Н3РО, = 2Na3PO, + ЗСО^ + ЗН^О. При взаимодействии с нитратом серебра образуется специфический желтый осадок: AgNOj + HjPO^ = |Ag3PO^ + 3HNO3. Ag3PO^ — желтый осадок. Это вещество является реактивом для фосфат-иона. СОЛИ ОРТОФОСФОРНОЙ кислоты Как отмечалось выше, ортофосфорная кислота диссоциирует в три этапа и образует три вида ионов и соответственно три ряда солей. В табл. 26 представлены соли ортофосфорной кислоты, где буквой М обозначен металл в составе соли. Таблица 26 Соли ортофосфорной кислоты Соль ортофосфорной кислоты Одновалентный металл Двухвалентный металл трех валентный металл Ортофосфаты М3РО, М,(РО,)з МРО, Дигидрофосфаты МН,РО, М(Н,РО,), М(Н,РО,)з Гидрофосфаты М,НРО, МНРО, Мз(НРОз)з Вместо металла в соединении может быть ион аммония: (НН^)зРО^ — ортофосфат аммония. (NH^),HPO^ — гидрофосфат аммония. nh.h’po, — д и гидрофосфат аммония. В отличие от других фосфатов, д и гидрофосфаты растворимы в воде. ( ГЛАВА VTll ^ ПОДГРУППА АЗОТА ш Фосфаты щелочных металлов и фосфиты аммония также растворяются в воде. Фосфат кальция не растворяется в воде, но растворяется в сильных кислотах: Саз(РО,)з + 4HNO3 = Са(НзРО,)з + 2Са(НОз)з. Биологическое значение фосфора и его соединений. Академик А.Ю.Ферсман называл фосфор “элементом жизни и мыизления”. Действительно, фосфор, как и азот, углерод, водород и другие элементы, составляет основу всех живых организмов. Так, неорганический комнонент костной ткани человека и животных представлен фосфатом кальция Саз(РО^)з, который обеспечивает прочность и твердость костей. С помощью соединения фосфора аденозинтрифосфата (АТФ) осуществляется энергетический обмен в живых организмах. Суточная потребность человека в фосфоре составляет примерно 2 г. Потребность человека в фосфоре удовлетворяется за счет растений, продуктов животноводства и птицеводства. Растения в свою очередь получают фосфор из фосфорных удобрений почвы. Круговорот фосфора в природе представлен на рис. 34. Рис. 34. Круговорот фосфора в природе ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП Элементы знаний, умений и навыков: метафосфорная кислота, ортофосфорная кислота, пирофосфатная кислота, поэтапная диссоциация, дигидрофосфат-ион, гидрофосфат-ион, фосфат-ион, фосфаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты, фосфат серебра. Вопросы и задания 6. Какие кислородные соединения фосфора вы знаете? Опишите свойства оксида фосфора (V). Как получают ортофосфорную кислоту в лабораторных условиях? Запишите соответствуюшие уравнения реакций. Какое количество ортофосфата кальция и серной кислоты необходимо для получения 19,6 г ортофосфорной кислоты? Какое количество ортофосфорной кислоты можно получить из оксида фосфора (V), образованного в результате полного сгорания фосфина, полученного из 18,2 г фосфида кальция? Запишите уравнения реакций, мозволяюших осушествлять следуюшие преврашения: Са,(РО,), Р, Р,Н,„ ^ Н,РО, СаНРО,. Определите массу фосфорной кислоты, полученной из 100 г фосфорита, в котором шссовая доля Са,(РО^), равна 0,93%. Сколько граммов 40%-ного раствора можно получить из этого количества фосфорной кислоты? ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА 4 Решение задач по теме “Подгруппа азота” 1. Приготовьте смесь из кристаллов хлорида аммония и гашеной извести. Заполните 1/3 часть пробирки этой смесью и медленно нагрейте. Какое вешество образуется? Докажите, что полученный газ — аммиак. 2. Получите из следуюших вешеств соль нитрат меди (II): СиО, Си(ОН)„ (СиОН),СОз и HNO3. 3. Докажите с помошью опыта, что аммониевые удобрения нельзя вносить в известковые (шелочные) почвы. Запишите уравнения реакций. 4. Поместите в три пронумерованные пробирки Na,SO^, NH^NO, и NaCl соответственно и докажите с помощью опыта, в какой пробирке находится каждая из солей. 5. В одной из пробирок находится отрофосфорная кислота, во второй — серная, в третьей — соляная кислота. Докажите, в какой пробирке находится каждая из кислот. с ГЛАВА VTII ) ПОДГРУППА АЗОТА §51 МИНЕРАЛЬНЫЕ УДОБРЕНИЯ Использовали ли вы минеральные удобрения для подкормки цветов в классной комнате? Какие результаты наблюдались? Значение минеральных удобрений в сельском хозяйстве. В получении высоких урожаев сельскохозяйственных растений велика роль минеральных удобрений. Для нормальной жизнедеятельности растений необходимы такие элементы, как углерод, водород, кислород, азот, фосфор, калий, кальций, магний, железо, особенно важно среди них значение азота, фосфора и калия. Установлено, что в химический состав растений входит около 70 элементов периодической таблицы. Одни из них необходимы растениям в большем количестве, другие — в меньшем. Элементы, необходимые для растений в большем количестве, называются макроэлементами, а необходимые в меньшем количестве — микроэлементами. Макроэлементы: С, О, Н, N, Р, S, Mg, К, Са. Микроэлементы: Fe, Мп, В, Си, Zn, Мо, Со. Учитывая, что удобрения, включаюшис азот, фосфор и калий, необходимы для растений в больших количествах, их следует в основном выпускать в виде, легко усвояемом растениями. При недостатке в почве азота задерживается рост и развитие растений. Листья растений приобретают светло-зеленый, даже желтый оттенок, что свидетельствует о нарушении процесса фотосинтеза. Это в свою очередь приводит к резкому снижению урожайности растений. Фосфор входит в состав всшеств, участвуюших в окислительно-восстановительных процессах, и способствует росту и развитию растений. Калий ускоряет процесс фотосинтеза в растениях, усиливает накопление углеводов, например, сахара в сахарной свекле, крахмала в картофеле, целлюлозы в хлопковом во;гокне хлопчатника. Калий укрепляет стебли растений. ПОДГРУППА АЗОТА С ГЛАВА уТГП Немецкий ученый, заложивший основы науки агрохимии, предложивший теорию минеральной подкормки растений, а также рекомендации по повышению урожайности сельскохозяйственных растений путем внесения в почву минеральных удобрений. Ю.Либих (1803-1873) Железо ускоряет процессы усвоения растениями азота, фосфора и калия. Медь, цинк и марганец интенсифицируют окислительновосстановительные процессы. Растения усваивают макро- и микроэлементы в виде ионов. Вещества, способные расщепляться на ионы (NH^,N03,H2P04,K’) в почвенных растворах, называются минеральными удобрениями. От правильного использования минеральных удобрений зависит повышение урожайности сельскохозяйственных растений. Необходимо точно знать, когда, как и в каком количестве следует вносить удобрения, так как их избыточные количества накапливаются в организме растений. Урожай, полученный от таких растений, непригоден к употреблению. В зависимости от питательных элементов, входящих в состав минеральных удобрений (N, К,0, Р2О5), они подразделяются на простые и комплексные (табл. 27). Акаде.мик Академии наук Республики Узбекистан, п/юводивший крупные исследования в области химии и технологии удобрений. Под его руководством получены новые комп/юксные удобрения путем обработки фосфоритов азотной кислотой. Им бьиш изучены источники сырья для производства фосфорных и калийных удобрений в Узбекистане, разработана технология производства суперфосфата на основе фосфатов, проводились исследования с целью получения и производства малотоксичных дефолиантов. М.Н.Набиев — лауреат Государственной премии имени Абу Райхана Беруни. М.Н. Набиев (1915-1995) ( ГЛАВА VTIl ) ПОДГРУППА АЗОТА Таблица 27 Минеральные удобрения Удобрение Химический состав Количество питательного элемента, % Ai-peraTHoe состояние Азотные удобрения (питательный элемент N) Нитрат натрия (натриевая селитра) NaNO, 15-16 Гигроскопическое вещество белого и серого цвета, хорошо растворимое в воле Нитрат калия (калиевая селитра) KNO3 12-13 Кристаллическое вещество белого цвета, хорошо растворимое в воде Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH^NO, 30-35 Кристаллы белого цвета. Сильно гигроскопическое вещество Сульфат аммония (NH,),SO, 20-21 Порошок серого или светло-зеленого цвета. Гигроскопическое вещество Карбамид (мочевина) CO(NH,), 46 Гранулы белого цвета. Гигроскоцическое вещество Фосфорные удобрения (питательный элемент Р,0,) Простой суперфосфат Q(HjPO,)y 2H,0-CaSO, 2H,0 20 Мелкий гранулированный порошок серого цвета Двойной суперфосфат Са(Н,РОДу 2H,0 40 Мелкий гранулированный порошок серого цвета Калийные удобрения (питательный элемент К,0) Хлорид калия KCl 52-60 Мелкое кристаллическое вещество белого цвета Сложные удобрения Дигидрофосфат аммония NH^H.PO, N и Рр, Кристаллическое вещество белого цвета Гидрофосфат аммония (NH,),HPO,-• (NHJ^SO, N и Р,0, Кристаллическое вещество белого цвета (в смесях становится серым) ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП в состав простых минеральных удобрений входит только один питательный элемент (NaN03, КС1, NH^NO^, Са(Н2РО^Х и др.), в состав комплексных — два или три питательных элемента (KNOj, NH^H^PO^ и др.). “Agro”e переводе с греческого означает “поле”, слово “агрохимия” означает буквально “полевая химия ”. В 1840 г. немецкий химик Ю.Либих в своей книге о внедрении химии в земледелие разъяснял необходимость для питания растений веществ, содержащих N, Р, К и другие элементы. Агрохимики — это специалисты, изучающие химический состав почвы. Почва — это постоянно изменяющаяся структура, имеющая сложный состав. Элементы знаний, умений и навыков: макроэлементы, микроэлементы, минеральные удобрения, азотные, фосфорные, калийные минеральные удобрения, комплексные удобрения, питательный элемент. 9^ 'Ч Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. 5. Что вы знаете о химическом составе растений? Каково значение некоторых макроэлементов в обеспечении нормальной жизнедеятельности растений? Как классифицируются минеральные удобрения? Какие требования предъявляются к минеральным удобрениям? В каком из следующих соединений массовая доля азота больше: NH,, мнрн, КН^ЫОз, (NH,),so;? §52 ОСНОВНЫЕ МИНЕРАЛЬНЫЕ УДОБРЕНИЯ Почему двойной суперфосфат считается концентрированным фосфорным минеральным удобрением? Азотные минеральные удобрения. Растения усваивают азот в связанном виде. Запасы азота в почве постоянно пополняются за счет азотных соединений, образующихся в результате гниения органических остатков в почве, усвоения азота воздуха почвенными бактериями, окисления ( ГЛАВА VTIl ) ПОДГРУППА АЗОТА азота воздуха во время грозы. Однако значительное количество азота уходит из почвы во время уборки сельскохозяйственных посевов. Недостаток азота в почве оказывает отрицательное влияние на рост и развитие растений, поэтому почву удобряют рядом азотсодержающих удобрений. Среди них самые ценные NaN03 — натриевая селитра, KNO3 — калиевая селитра, Ca(N03), — кальциевая селитра, NH4NO3 — аммиачная селитра, (NH^),SO^, NH^Cl, CO(NH,), — мочевина, жидкий аммиак и аммиачная вода (табл. 28). Таблица 28 Питательные элементы в некоторых минеральных удобрениях Удобрение Формула основного компонента Массовая доля питательного элемента, % N Р3О5 к,о Азотные удобрения Аммиачная селитра NH,NO, 3,3-3,5 Сульфат аммония (NH,),SO, 20-21 Натриевая селитра NaNOj 15-16 Кальциевая селитра Ca(NO,), 13-15 Аммиак (безводный, жидкий) NH, 82,3 Аммиачная вода NH3 16-20,5 Фосфорные удобрения Фосфоритная мука СаДРОДР 9,25 Простой суперфосфат Са(Н,РОД, CaSO, 16-20 Двойной суперфосфат Са(Н,РОД, 38-50 Преципитат СаНРО, 2Н,0 27-42 Калийные удобрения Сильвинит КС1 • NaCl 12-15 Хлорид калия KCl 50-62 Сульфат калия K,S04 48-52 Комплексные удобрения Аммофос NH,H,PO„ 11-14 48-55 Калиевая селитра (NH^HPO,, KNO„ 13-15 46-50 Н итрофоска CaHPO,, NH.NOj, KCl, фосфаты 12-20 10-14 10-21 аммония ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП природные запасы нитратов весьма незначительны, самые большие запасы соединений азота в виде нитрата натрия имеются в Южной Америке на территории Чили. Основная часть азотных удобрений производится на химических заводах. Например, на Чирчикском электрохимическом комбинате, на предприятиях “Азот” в Фергане и “Навоиазот” в Навои выпускаются минеральные удобрения, в частности нитраты, которые используются для повышения урожайности сельскохозяйственных культур. Питательный элемент в составе азотных удобрений определяется массовой долей азота, содержашегося в них. Пример. Определите количество питательного элемента в составе натриевой селитры. Решение: 1) запишем формулу нитрата натрия и определим его молекулярную массу. NaN03 = 23 + 14 + 48 = 85; 2) вычислим процентное количество азота: N = — • 100% = 16,4%. 85 Ответ: 16,4 % N, т.е. питательного элемента. На сеюдняшний день актуальной является задача превращения азота воздуха в азотные удобрения с помошью азотфиксируюших бактерий и растений. Фосфорные удобрения. Рассмотрим вкратце фосфорные удобрения, используемые в сельском хозяйстве. 1. Фосфоритная мука Саз(РО^)з, — обогашенный порошок фосфорита —природного соединения фосфора. Фосфоритная мука плохо растворяется в воде, поэтому ее вносят в ггочвы с кислотной средой. Как самое дешевое фосфорное удобрение фосфоритная мука используется для удобрения целинных и торфяных почв. 2. Простой суперфосфат Са(Н,РО.), CaSO 4Н,0 получается при взаимодействии апатита или фосфорита с серной кислотой: Са,(РОД + 2H,SO, = Са(Н,РО,)з + 2CaSO,. Ввиду хорошей растворимости в воде его можно использовать для удобрения растений на почвах с любой средой. Простой суперфосфат вы можете приготовить сами. Для этого необходимо взять несколько кусков костей животного и обжигать до ( ГЛАВА VTII ) ПОДГРУППА АЗОТА выгорания органических веществ. Обгоревшие кости следует измельчить в ступке до порошкообразного состояния. К 50 г порошка надо добавить 3 — 5 г порошка мела и, поместив смесь в химический стакан, постепенно залить 20 г 70%-ной серной кислоты. Смесь следует помешивать стяклянной палочкой. В результате химической реакции, протекающий в стакане, смесь нагреется. Порошок, образовавшийся после охлаждения смеси, и есть простой суперфосфат, то есть Са(Н,РО^)2, смешанный с CaSO^. Для предохранения порошка простого суперфосфата от затвердевания иод воздействием влаги в настоящее время его выпускают в гранулированном виде. В составе простого суперфосфата содержится 14—20% P^Oj. 3. Двойной суперфосфат Ca(HjPO^)2 — концентрированное фосфорное минеральное удобрение, хорошо растворимое в воде: Саз(РО^), + 4НзРО, = ЗСа(Н,РО,)з. Количество Р^Од в двойном суперфосфате достигает 40—50% . 4. Преципитат СаНРО^ — также концентрированное мине- ральное удобрение, но малорастворимое в воде. Са(ОН)з + Н3РО, = СаНРО, 2Н,0, СаСОз + НзРО,= СаНРО, + Нр + СО,. Количество Р^Од в преципитате составляет 30—35%. 5. Костная мука изготавливается путем переработки костей животных и используется в измельченном виде в качестве форфорного минерального удобрения. Состав костной муки — Саз(РО^),, не растворима в воде. Хорошие результаты дает применение костной муки в почвах с кислотной средой. 6. Аммофос — смесь Са(НзРО^)2, (NH^)3HPO^ и NH^H^PO^ — относится к комплексным удобрениям, содержащим азот и фосфор. Хорошо растворяется в воде. Среди фосфорных минеральных удобрений используется чаще всего. Питательный элемент в этих удобрениях представлен Р,Од. Пример. В состав одного из фосфорных удобрений входит 40% Са(Н,РОд),. В каком количестве удобрения содержится 1 т питательного элемента Р,Од? Решение: 1) выяеним, какое количество Са(Н2РО^), содержит 1 т питательного элемента: ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП Са(Н2Р04)2 Р2О5, 234т 142т X 1 2341 , ---=----, отсюда X =-------= 1,647 т; 234 142 142 2) в каком количестве фосфорного удобрения содержится 1,647 т Са(Н,РО,),? Продолжим вычисления, учитывая, что в составе минерального удобрения содержится 40% Са(Н,РО^), : 1,647 т/фосфорное удобрение = = 4,117 т (40% = 0,4 части). Ответ: 4,117 т. Калийные удобрения. Калий имеет важное значение в повышении урожайности сельскохозяйственных растений. В сельском хозяйстве в качестве калийных удобрений используются такие соединения калия, как КС1, KNO3. Питательный элемент в калийных удобрениях представлен К,0. 1. Неочищенные калийные удобрения. Сильвинит — КС1 ■ NaCl. Каинит - MgSO, • КС1 • ЗН,0. Они используются в качестве удобрения в измельченном до порошкообразного состояния виде. Следует, однако, учитывать, что при внесении этих удобрений в почву выделяются вредные для растений ионы хлора. Поэтому не рекомендуется использовать эти удобрения в количествах, превышающих нормы внесения. 2. Концентрированные калийные удобрения имеют обогаш.енный питательный элемент, что достигается путем переработки природных соединений калия. Содержание питательного элемента К^О в составе минерального удобрения хлорида калия равно 52—60 %. Получают хлорид калия нагреванием и последующим обогащением сильвинита, при этом исходят из того, что КС1 и NaCl имеют различную растворимость. В составе нитрата калия — KNO,, помимо питательного элемента К^О, содержится 12—13 % азота. 3. Древесная (растительная) мука представляет собой остаток, то есть золу, образовавшуюся после сгорания растений, в которой содержится в основном KjCOj (поташ). Питательный элемент в калийных удобрениях представлен в виде К,О. Пример. Вычислите количество питательного элемента в 1 т калийного удобрения, содержащего 75% хлорида калия. ( ГЛАВА VTII ) ПОДГРУППА АЗОТА Решение: 1) найдем массу КС1 в составе калийного удобрения: т (КС1) = 1000 кг • 0,75 = 750 кг; 2) зная, что питательным элементом в калийных удобрениях является К,0, определим содержание К,0 в 750 кг КС1: 1/^/л 750 X 750-94 , 2КС1 -э К,О, — = —, отсюда л: =-----------------= 473,3 кг. 149 94 1 49 94 149 Ответ: 473,3 кг. Элементы знаний, умений и навыков: натриевая селитра, калиевая селитра, аммиачная селитра, мочевина, фосфоритная мука, простой суперфосфат, двойной суперфосфат, преципитат, костная мука, аммофос, хлорид калия, сильвинит, каинит, древесная зола. 1. 2. 3. 4. 5. 'Ч Вопросы и задания Для чего нужны минеральные удобрения? Приведите примеры калийных, азотных и фосфорных удобрений. Где и какие минеральные удобрения производятся в нашей стране? Изучите данные табл.28 и выскажите свое мнение. Подготовьте данные о нормах внесения удобрений в земледельческих хозяйствах, находящихся недалеко от вашего местажительства. На предприятии “Азот” выпускается минеральное удобрение аммиачная селитра. Какое количество азотной кислоты и какой объем аммиака потребуется для производства 40 т аммиачной селитры? БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ ЗНАЧЕНИЕ ДЛЯ ^ ЖИВЫХ ОРГАНИЗМОВ к каким заболеваниям может привести недостаток микроэлементов в живых организмах? Подавляющую часть земной поверхности (98%) составляют в основном восемь элементов: О, Si, А1, Fe, Са, Na, К, Мп. Хотя в процессе эволюции все они вошли в состав живой материи, основным элементом жизни стал углерод. 99,1 % растительной ткани представлен элементами О, С, Н, Na, К, Са, Si, 99,4% тела человека представлены элементами Н, О, С, N, Са. Все они называются макробиогенными элементами. Восемь элементов, встречающихся в составе живых организмов в количестве менее 0,01 % — Fe, Мп, Со, Си, Мо, Zii, F, Вг, J, В, — ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТТП называются микробиогенными элементами. Они крайне необходимы для жизни. Микробиогенные элементы называют также микроэлементами. Они способствуют образованию сахаристых веществ, крахмала, белков, различных нуклеиновых кислот, витаминов, ферментов. Микроэлементы обеспечивают также хороший рост растений на неплодородных почвах, повышение урожайности, приспособление их к засухе и низким температурам, устойчивость к различным заболеваниям. Железосодержащие ферростимуляторы, разработанные И.Р.Аскаровым и Ш.М.Киргизовым, применяются в качестве биологически активных веществ, положительно влияющих на рост растений. Элементы Мп, Си, Мо и В имеют важное значение для протекания процессов фотосинтеза, роста и созревания семян растений. Они способствуют повышению устойчивости растений к вредным воздействиям внешней среды (недостаток влаги в почве, повышение или понижение температуры воздуха), обеспечивают относительную устойчивость к ряду заболеваний, вызываемых бактериями и грибами (кенафный бактериоз, гниение корневища свеклы, серые пятна на зерновых растениях и т.д.). Многочисленными опытами доказано значение бора в повышении урожайности растений гороха, фасоли, люцерны, сахарной свеклы, кенафа, бахчевых культур и ягод. Одним из важнейших элементов в организме человека является кальций, 99 % которого входят в состав костной ткани, а примерно 1 % — в состав крови и лимфы. Недостаток кальция в организме человека вызывает ряд заболеваний, поэтому в медицине широко используются лекарственные вещества, изготовленные на основе хлорида и глюконата кальция. Так, препарат “Аскальций” содержит в своем составе 29 активизированных биогенных элементов и используется в качестве средства, повышающего защитную силу организма человека, а также позволяющего лечить заболевания костей и крови. Использование микроэлемента меди на осушенных болотных, песчаных и обедненных медью землях позволяет повысить урожайность зерновых культур, молибден способствует увеличению продуктивности бобовых и кормовых культур, марганец обеспечивает получение высоких урожаев сахарной свеклы и пшеницы, а цинк — кукурузы. Кобальт и йод имеют большое практическое значение в получении высококачественной продукции жиютноводства. Марганец — основной элемент, регулирующий мочеобразование у живых организмов, он играет важную роль и при образовании витамина С. ( ГЛАВА УШ ) ПОДГРУППА АЗОТА Марганец повышает урожайность ягодных и зерновых культур. Так, при достаточном содержании марганца в почве урожай клубники достигает 30 ц/га, а пшеницы — 3—4 ц/га. При смачивании семян хлопчатника перед посевом солями марганца урожайность хлопчатника увеличивается на 2 центнера на гектар. Марганец ускоряет рост растений хлопчатника, табака, сахарной свеклы. Кобальт имеет важное значение при синтезе гемоглобина, в ДНК и аминокислотном обмене. Наряду с повышением урожайности винограда кобальт способствует увеличению содержания сахаристых вешеств в составе ягод. При использовании кобальта вместе с цинком, бором и медью в качестве добавки к минеральным удобрениям ускоряется развитие хлопчатника, а урожайность его повышается на 3-4 ц с гектара. М1едь играет сушественную роль в пигментации кожи и усвоении организмом железа. Цинк имеет важное значение в образовании СО, и усвоении белков. При недостатке цинка зерновые растения, овошные культуры и кукуруза часто подвергаются заболеваниям: верхушки стеблей становятся белыми, растения ослабевают, резко снижается урожайность. Нехватка цинка у цигрусовых приводит к обесцвечиванию листьев и в результате к высыханию растения. Цинк важен и для растений персика, урюка и ореха. Молибден способствует усвоению азота организмом и протеканию окислительно-восстановительных процессов. Микроудобрения с молибденом позволяют повысить урожайность сахарной свеклы на 20 %, льна — на 25 %. Микроудобрения с молибденом являются отходом производства лампочек. При внесении их в ночву вместе с другими минеральными удобрениями урожайность озимой пшеницы возрастает на 37 %, а хлопчатника — на 7 ц/га. Фтор является необходимым элементом в образовании костной ткани живых организмов. При недостатке фтора зубы начинают разрушаться. Бром — один из элементов, ответственных за нормальное осушеств-ление деятельности нервной системы. Йод — элемент, необходимый для нормального роста и полового созревания организмов. В последние годы ряд микроэлементов пополнился новыми элементами: Li, А1, Ti, V, Cr, Ni, Se, Sr, As, Cd, Sn, Ba, W. Их роль и значение в жизнедеятельности живых организмов изучаются учеными всего мира. ПОДГРУППА АЗОТА ( ГЛАВА уТГП Так, профессором Х.Т. Шариповым разработана и внедрена в производство технология выделения из отходов драгоценных металлов золота, платины, молибдена, вольфрама. На сегодняшний день, когда биосфера все больше загрязняется различными соединениями, мы должны осознавать, что изменение и перераспределение природных концентраций месторождений микроэлементов — металлов и неметаллов — является одним из факторов отрицательного воздействия на живую природу. В настояшее время установлено, что около 300 видов растений из существующих 500000 и около 200 видов животных из более миллиона существующих испытывают потребность в микроэлементах. Неудовлетворение этой потребности может привести к исчезновению целых видов, нарушению равновесия в природе. В связи с этим усилия ученых всего мира направлены на исследование микроэлементов и их роли в жизнедеятельности живых организмов. Эти исследования начинают давать первые результаты. 'Ч Вопросы и задания 1. 2. 3. 4. Дайте определение термина “микробиогенные элементы”. Правильно ли думать, что микроэлементы важны только для растительного мира? Каковы полезные свойства микроэлементов? Имеются ли в месте вашего проживания живые организмы, поврежденные из-за недостатка микроэлементов? Что следует сделать, чтобы устранить этот недостаток ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА 5 Определение минеральных удобрений Определите предоставленные вам минеральные удобрения путем проведения опытов с использованием данных табл. 29. Вариант 1. В три пробирки помешены следуюшие минеральные удобрения: нитрат калия, нитрат аммония и суперфосфат. Определите, в какой пробирке находится каждое из этих удобрений. Вариант 2. Докажите, что данное вам удобрение является хлоридом калия. Вариант 3. Докажите, что данное вам удобрение является хлоридом аммония. Вариант 4. Определите название данного вам минерального удобрения. Что вы знаете об этом удобрении? (учитель может предложить вам 4—5 г любого минерального удобрения). Общая характеристика некоторых минеральных удобрений Таблица 29 Удобре- ние Внешний вид Растворимость в воде Взаимодействие с серной кислотой и медью Взаимодействие с раствором хлорида бария и уксусной кислотой Взаимодействие с щелочным раствором (при нагревании) Взаимодействие с раствором серебра (I) Окрашивание пламени 1. Нитрат аммония Белая кристаллическая масса Хорошая Вьшеляется газ бурого цвета - Чувствуется запах аммиака - Пламя становится желтым (из-за наличия смеси) 2. Хлорид аммония Белая кристш!-личсская масса Хорошая Вьщеляется газ бурого цвета - Чувствуется запах аммиака Выпадает белый осадок Пламя становится желтым (из-за наличия смеси) 3. Нитрат калия Мелкие светло-серые кристаллы Хорошая Не выделяется газ бурого цвета - Не чувствуется запах аммиака Наблюдается небольшое помутнение Пламя становится фиолетовым при рассматривании через синее стекло 4. Сульфат аммония Крупные бесцветные кристаллы Xopoiutm Не выделяется газ бурого цвета Выпадает осадок белого цвета, не растворимый в уксусной кислоте Вьщеляется аммиак Выпадает немного осадка (из-за наличия смеси) 5. Супер-4юсфат Порошок или гранулы светло-серого ивета Плохая Не выделяется таз бурого цвета Выпадает белый осадок, частично растворимый в уксусной кислоте Не чувствуется запах аммиака Выпадает желтый осадок Пламя становится желтым (из-за надичия смеси) 6. Сильвинит Розовые кристаллы в соли Хорошая Не вьщеляется газ б>рого цвета - Не чувствуется запах аммиака Выпалает белый осадок Пламя становится желтым. При рассматриваю1и через синее стекло различается фиолетовьп1 цвет 7. Хлорш! калия Бесцветные кристаллы Хорошая Не вьщеляется газ бурого цвета - Не чувствуется запах аммиака Выпадает белый осадок Пламя становится желтым. При рассматривании через синее стекло различается фиолетовый цвет ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ JL ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1 Получение гидроксида цинка и воздействие на него кислот и щелочных растворов 1. Налейте в пробирку 1—2 мл 5%-ного раствора едкого натрия. 2. Залейте раствор мольным количеством раствора соли хлорида цинка. 3. Поместите образовавшийся осадок в две пробирки. 4. В одну из пробирок залейте раствор соляной кислоты, во вторую — раствор едкого натрия. Взболтайте пробирки. Задание 1. Объясните причину изменений, происшедших на каждом этапе опыта. 2. Повторите вышеуказанные опыты с раствором хлорида меди. 3. Запишите уравнения химичееких реакций, протекающих в ходе опытов. 4. Сопоставьте свойства гидроксида цинка и гидроксида меди (II). ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2 Приготовление образцов кристаллических решеток веществ, имеющих различные виды химической связи (хлорид калия, сера, йод) 1. Какую химическую связь имеет хлорид калия? Приведите примеры веществ с ионной связью. 2. Изготовьте шаростержневую модель кристаллов хлорида калия, зная, что координационное число ионов калия и хлора равно шести и противоположно заряженные ионы могут соединяться друг с другом. Зарисуйте изображение модели в тетрадь. 3. Изготовьте шаростержневую модель кристаллической серы, зная, что в ее молекуле восемь атомов соединяются друг с другом в форме окружности или кресла. Зарисуйте изображение модели в тетрадь. т ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3 Проведение опытов по теме “Теория электролитической диссоциации” I. Определение среды растворов электролитов с помощью индикаторов. ]. Возьмите три вымытые и хорошо очищенные пробирки и залейте в каждую по 1—2 мл растворов AlClj, Na,COj и KCI соответственно. 2. Закапайте в каждую пробирку по две капли раствора метилоранжа и смешайте. Проследите за происшедшими изменениями. Полученные результаты занесите в следующую таблицу. № Электролит Изменение цвета под воздействием индикатора (метилоранжа) 1 А1С1, 2 Na,COj 3 КС1 //. Реакции обмена между растворами электролитов. 1. Возьмите три пробирки и залейте в каждую по 1—2 мл растворов сульфата меди (И), карбоната натрия и едкого натрия соответственно. 2. В первую пробирку закапайте несколько капель раствора едкого натрия. Какие изменения произойдут при этом? Запишите уравнения реакций. 3. Во вторую пробирку с раствором карбоната натрия залейте 1 мл серной кислоты. Что будет наблюдаться при этом? Запишите уравнения реакций. 4. В третью пробирку с раствором едкого натрия закапайте две капли раствора фенолфталеина. Что будет наблюдаться при этом? По каплям добавьте в пробирку раствор соляной кислоты. Какое изменение произойдет? Запишите уравнения реакций. 5. На основании результатов опытов сделайте выводы об условиях протекания реакций между растворами элекролитов. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4 Качественные реакции для йода, соляной кислоты и галогенидов 1. Перепишите в тетрадь следующую таблицу. ф- ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ Реагент НС1 NaCl NaBr NaJ Раствор AgN03 1 2 3 4 2. Возьмите четыре пробирки. Залейте в каждую из них по 1—2 мл растворов НС1, NaCl, NaBr и NaJ соответственно. 3. Добавьте в пробирки с растворами по 0,5 мл (3—4 капли) раствора AgNO^. 4. Понаблюдайте за происходящими изменениями. Запишите уравнения реакций. Занесите результаты в таблицу. 5. Накапайте в пробирку 3—4 капли крахмального клейстера, сверху закапайте одну каплю спиртового раствора йода. Проследите за происходящими изменениями. 6. Накапайте на кусочки картофеля и хлеба по 1—2 капли спиртового раствора йода и пронаблюдайте за происходящими изменениями. Изложите свои соображения на основании результатов наблюдений. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5 Определение наличия хлоридов в составе почвенного раствора 1. Образец почвы, взятой со школьного опытного участка, хорошенько смешайте с водой. Отфильтруйте образовавшийся мутный раствор. 2. Проверьте отфильтрованный раствор на наличие ионов хлора. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6 Вытеснение галогенов из их растворов 1. Перепишите в тетрадь следующую таблицу. NaCl NaBr NaJ Cl, Br, J2 2. В одну из двух пробирок залейте 3—4 мл раствора бромида натрия, во вторую — такое же количество раствора йодида натрия. т ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ 3. В пробирки с растворами добавьте по 1—2 мл хлорной воды. Пронаблюдайте за происходящими изменениями и запишите уравнения реакций. 4. Налейте в пробирку 3—4 мл раствора йодида натрия, сверху добавьте 1—2 мл бромной воды. Пронаблюдайте за происходящими изменениями и запишите уравнения реакций. 5. Налейте в две пробирки по 3—4 мл раствора поваренной соли. В одну из пробирок добавьте 1—2 мл бромной воды, а в другую — 1—2 мл спиртового раствора йода. Произойдут ли какие-нибудь изменения? Почему? ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7 Растворимость галогенов в воде и органических растворителях 1. Положите в пробирку три-четыре кристалла йода, залейте сверху 1—2 мл воды и перемешайте. Понаблюдайте процесс растворения йода в воде. Затем к водному раствору йода добавьте 1—2 мл бензола и взболтайте пробирку. Дайте отстояться. Понаблюдайте за происходящими изменениями. Обратите внимание на окраску образовавшихся в пробирке двух слоев: водного и бензольного. Выскажите свое мнение о растворимости йода в воде и органическом растворителе — бензоле. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8 Ознакомление с серой и ее природными соединениями Ознакомьтесь с образцами серы и ее природных соединений, предоставленных вам учителем. Перепишите следующую таблицу в тетрадь и заполните ее. № Название образца Химическая формула Относительная молекулярная масса Внешний вид Растворимость в воде 1 Сера 2 Пирит 3 Цинковая обманка 4 Гипс ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9 Определение наличия сульфат-иона в различных растворителях 1. Налейте в четыре пробирки по 2—3 мл растворов H,SO^, Na^SO^, CuSO^ и сульфата алюминия соответственно. 2. Поверх каждого раствора залейте по 1—2 мл раствора BaCl,. 3. Понаблюдайте за превращениями, происходящими в каждой пробирке. Запищите уравнения реакций. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 10 Влияние различных факторов на скорость химических реакций 1. Скорость химических реакций зависит от природы веществ, вступающих в реакцию. Налейте в два химических стакана по 30 мл воды. Положите в один из них 2 г оксида кальция, а в другой — 2 г оксида меди (II) и перемешайте. Затем в каждый стакан закапайте по 1—2 капле фенолфталеина. Какие изменения прозойдут при этом? Выскажите свои соображения на основе проведенных опытов. 2. Возьмите две пробирки. В одну из них налейте 5 мл раствора Na^S^Oj в 0,2-молярной концентрации, в другую 2,5 мл этого раствора и разбавьте содержимое обеих пробирок дистиллированной водой. В каждую из двух пробирок одновременно залейте по 1 мл 0,2-молярного раствора соляной кислоты и перемещайте. В пробирках произойдет помутнение смесей: Na,S,Oj + H,SO^ = Na^SO^ + Н^О + SO^ + Sj,. Обратите внимание на время начала помутнения смесей в пробирках. 3. Возьмите два химических стакана и налейте в каждый из них по 20 мл 0,2-молярного раствора Na,S,Oj. Измерьте термометром температуру растворов в стаканах. К раствору в первом стакане долейте 1 мл 0,2-молярного раствора H,SO^ с такой же температурой и взболтайте. Отметьте время, прощедщее до начала помутнения. Поднимите температуру раствора во втором стакане, добавьте также 1 мл 0,2-молярного раствора H^SO^ и взболтайте. Отметьте время, прощедщее до начала помутнения, и сопоставьте его со временем из предыдущего опыта. ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 11 Получение аммиака при взаимодействии аммониевых солей с гашеной известью и изучение его свойств 1. Приготовьте смесь хлорида аммония и гашеной извести в соотношении 1,5:1, поместите ее в пробирку и закройте пробкой, в которую установлена газопроводяшая трубка. 2. Слегка нагрейте смесь. Выделяющийся газ соберите в пробирку. 3. Заполненную газом пробирку (или цилиндр) с закрытым отверстием опустите через кристаллизатор в воду. Что будет наблюдаться при этом? 4. Поднесите к газу, выходяшему из газопроводяшей трубки, бумажку, пропитанную фенолфталеином. Какое явление произойдет при этом? 5. Поднесите к газу, выходяшему из газопроводяшей трубки, стеклянную палочку, смоченную соляной кислотой. Какое явление произойдет при этом? Объясните причину преврашений, произошедших в указанных опытах. Запишите уравнения реакций. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 12 Ознакомление с образцами минеральных удобрений Рассмотрите внимательно образцы минеральных удобрений, предоставленные учителем. Перепишите следуюшую таблицу в тетрадь и заполните ее. № Название минераль- HOIO удобрения Формула 0'1 носительная молекулярная масса Внешний вид, цвет Водораст- воримость 1 2 3 4 5 ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА Пери- оды ГРУППЫ ЭЛЕМЕНТОВ III IV VI VII VIII Н ^ 1.007Mt7 , ВОДОРОД^»' Li литий Be тгт : БЕРИЛЛИЙ ; lO^ittS ВОР УГЛЕРОД ^ 2 (4,006721 лзог 2i»2p* КИСЛОРОД 1вдоемз±1 , , , ФТОР 2 III Na 2гЛ977И _ НАТРИЙ " Me м'шшй >•' гмвю«1 J АЛЮМИНИЙ I ____ 3#*3р* 4 КРЕМНИЙ 2 30j97376t1 I ФОСФОР'* СЕРА 16 5»’ЗР* 36,^1 ХЛОР 17 »»*sp‘ 5 Порялкавый номер ХиитссквИ СНМВ».1 .1-----------------L Аи (8 lee^eesti-j-I ^‘*^ ЗОЛОТО| Атомная масса Ряс1р«,и>1»>а111> гтск1]юнов в атомах Иалмямс гТСАКН!» Не 4^1280222 1ЛЛИЙ 2Q,imi НЕОН 10 uhffi , 18 жиы , . J АРГОН >•’«' 2 К « »дааз21 ^, КАЛИЙ *’ Са “ , 40.07Ш , 8 КЛ.ДЫШЙ ** 2 Sc М',1> 44,9ЯИ« СКАНДИЙ Ti , «та ' ТИТАН 'inV КИ«*1 а\н,иий 2< Сг . . ЯАв81« “ " ХРОМ 25 Мп « »да021 МАРГАНЕЦ Fe ЖЕЛЕЗО Со МГ«,2 58,633221 КОБА.1ЬТ Ni ■J м'«' я®« никгль 29 Си 63Д4623 '' МЕДЬ ” Zn ^ , вЬ»22 ЦИНК п^ьг 4»*у« ГЕРМАНИИ I 74Д»<21 МЫШЬЯК СЕЛЕН 34 79^М21 , . . БРОМ вЗАШ 4|'<Р' КРИПТОН VI VII Rb 88.4878^ 4 РУБИДИЙ 37 38 fafrM taJ СТРОНЦИЙ Sr 9 Y Ч 88.9Ю521 ИТТРИЙ « Zr 1» 4d^$»> 91,2М±2 ЦИРКОНИЙ « Nb «44*5»' в2908«±1 НИОБИИ ,1 <2 Мо « 4d»5»« 2 МОЛИБДЕН ^ ^ Тс 5* 44Н»’ 97,9(172 2 ТЕХНЕЦИЙ ,s **, Ru « «d'5»' 10t07±2 2 РУТЕНИЙ Rh » «290921 2 РОДИЙ Pd Ч 4V*e»® MM2t1 2 ПАЛЛАДИИ Ag i47 : 4<»S»* 107948223 СЕРЕБРО 8 ^ Cd 1, Ч «»я> P!A1« I КАДМИЙ 49 (И.«2И , , ИМИЙ*^ 50 4 tt 118710^ . , *f ОЛОВО 2 121.78Й ’ СУРЬМА 1279023 it4p* ' ТЕЛЛУР 12890(521 ЙОД 53 6«*Sp* 1312923 ' КСЕНОН VIII IX Cs 132906(21 ЦЕЗИИ Ва 55 1379321 БАРИЙ *• W 18 S4'e»> 138906623 ЛАНТАН ” Hf 54>«Н 178.4923 ГАФНИЙ Та W i 75 S2 Д Н*8«* 1839623 ВОЛЬФРАМ Re '• 188907^ I РЕНИИ 76 Os S4<.P "»» осмии тг Ij. МГй' >912213 ИРИДИЙ Pt « 64»в»' «59823 ПЛАТИНА 4^5 Аи 3 золото J80 1 81 20(98321 е»1е»' ТАЛЛИЙ 207921 »»г«^ 1 СВИНЕЦ 206980(21 в»2вр* *8 ВИСМУТ I ' . 84 ,1 32 2089824 UW *8 ПОЛОНИЙ 2 20998П е^«9* АСТАТ 222.0178 . . РЛДОН ** ‘Р* Fr 5^1 2239197 7»1 9 ФРАНЦИИ I Ra 55 220.0254 ^ РАДИЙ j89Ac** S „1^1 227дав I АКТИНИЙ « 104 |105 Db » ed*7»* Щ I ДУБНИЙ Sgr 106 •С2Р ЦИБОР1 Ий 107 вь |108 М 44*7»» I V Hs ХАССИй I '50 Mt а U»r»» 12881 1МЕЙТНПРИЙ Ds • ел,' М :дАРМ11НАДтип i '• м»?»’ (272) РЕНТГЕНИЙ ||117 Uub « P8S) УИУПБИЙ 113; (284) ' УПУПТРИЙ {289) и‘гв^?|>* УПУНКТ^АЛИЙ » 115» (288) ’1. УИУИПЕИТИЙ1 116 I [292] б0^7б>7р* * У11>11ГЕКСИЙ I ; 117 ; (295) '. УПУПСЕПТИЙI VM : 118 U [294] $d'7s’7p‘ • УНУНОКТИЙ* ★ЛАНТАНОИДЫ Се 140,1271 41'5<1'б»г 8 ЦЕРИЙ 2 Рг 1489077П fj 4J8es* '1 ПРАЗЕОДИМ 5 Nd®“j UA24t3 Ч 41*6s2 8 НЕОДИМ 5 Рт®'| 144,9128 ^2 415бяа^а ПРОМЕТИЙ 2 Sm'^i 150,3863 Ч 41805» 8 САМАРИИ 2 Eu«i 15196П 41»б9» 8 ЕВРОПИЙ » Gd'^i 157.25*3 « «»5<(>6»2 ^ ГАю;ипий2 ТЬ65| 1ИД»411 Ц ТЕРБИИ 2 ISCMsf й ДИСПРОЗИЙ! Но"| 1М9304:1 29 41«в*8 ’| ГОЛЬМИИ 2 Ej.55 I ItUtlS ^ 4IJ6S» 8 ЭРБИЙ г Tm®®§ 1lt,834M S 4I^»2 i| ТУЛИИ 2 Yb”§ ИТТЕРБИЙ! Lu”i 174987*1 S 4f«45d'6s2 1 ЛЮТЕЦИИ 2 p о Й 1. к ★★АКТИНОИДЫ ТЬ®“» ТОРИЙ I Ра 23I935S Ц 5l7*d'7s3 Ji ПР0Т.\КТИЙ)(Й2 и 238.0289:1 32 8 УРАН 2 Np5\| 237,0482 М 5f7s2 в КАШФОРНИГ! 2 EsM 25^0821 ^ ^ 5(«7s2 t ЭЙИШТкЯНИЙг Fm»“i 257,0951 ^ Sf«ft2 Ч ФЕРМИЙ 2 Md'“'J 5f“7s! ? МЕНДНЕЕВИЙ2 No«“J 25%1B09 5f“rs* 1 НОБЕЛИИ 2 Lr A-4* 32 280,1654 ^ 51»46iJ’7s» t ЛОУРКНСИЙ 2 Q p о N M L К -8-aiibMfcHibi ■ -p-»JlbMbHIU в КВ.М1РЛПШХ СКОБКАХ ПРИВЕДЕНЫ МАССОВЫЕ 'ШСЛл САМЫХ УСТОПЧИВЫХ ИЗОТОПОВ ОГЛАВЛЕНИЕ ПРЕДИСЛОВИЕ................................................3 Глава I . ПОВТОРЕНИЕ ОСНОВНЫХ ПОНЯТИЙ КУРСА ХИМИИ 7 КЛАССА..............................5 § 1. Начальные химические понятия и законы................5 § 2. Основные классы неорганических соединений.............21 § 3. Генетическая связь между основными классами неорганических соединений.............................................28 Глава 11. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ АТОМА..................31 § 4. Первоначальная классификация химических элементов.....31 § 5. Природные семейства химических элементов..............34 § 6. Периодический закон химических элементов..............38 § 7. Состав атомного ядра..................................44 § 8. Изотопы. Изобары......................................47 § 9. Строение электронных слоев атомов.....................50 § 10. Энергетические подуровни..............................53 § 11. Распределение электронов по энергетическим уровням....56 § 12. Периодическая таблица химических элементов............58 § 13. Строение атомов элементов малых периодов..............60 § 14. Строение атомов элементов больших периодов............63 § 15. Описание элементов по их местоположению в периодической таблице и строению атомов. Значение периодического закона ... 65 § 16. Ядерные реакции.......................................68 Глава 111. ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ.................................75 § 17. Относительная электроотрицательность химических элементов. . 76 § 18. Виды химической связи. Полярная и неполярная ковалентная связь......................................78 § 19. Донорно-акцепторная связь.............................81 § 20. Ионная связь..........................................83 § 21. Кристаллическая решетка...............................85 § 22. Степени окисления элементов в соединениях.............87 § 23. Окислительно-восстановительные реакции................90 § 24. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций................................................93 Глава IV. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ ... 99 § 25. Электролиты и неэлектролиты.......................... 99 § 26. Теория электролитической диссоциации.................100 § 27. Диссоциация кислот, щелочей и солей..................104 § 28. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации....105 § 29. Ионообменные реакции.................................108 § 30. Гидролиз солей.......................................111 § 31. Влияние различных факторов на гидролиз солей.........114 Глава V. НЕМЕТАЛЛЫ.........................................119 § 32. Положение неметаллов в периодической таблице химических элементов. Строение атома.................119 § 33. Общие свойства неметаллов............................120 Глава VI. ГАЛОГЕНЫ.........................................123 § 34. Положение галогенов в периодической таблице. Строение атома.......................................123 § 35. Хлор.................................................126 § 36. Хлорид водорода......................................129 § 37. Фтор, бром, йод......................................135 Глава VII. ПОДГРУППА КИСЛОРОДА.............................141 § 38. Общая характеристика элементов подгруппы кислорода...141 § 39. Водородные соединения серы...........................144 § 40. Кислородные соединения серы..........................146 § 41. Серная кислота.......................................148 §42. Скорость химических реакций...........................151 § 43. Химическое равновесие................................153 § 44. Промыщленное производство серной кислоты.............155 Глава VIII. ПОДГРУППА АЗОТА................................161 § 45. Азот.................................................162 § 46. Водородные соединения азота..........................164 § 47. Кислородные соединения азота.........................168 § 48. Азотная кислота......................................170 § 49. Фосфор...............................................178 § 50. Кислородные соединения фосфора.......................180 § 51. Минеральные удобрения................................185 § 52. Основные минеральные удобрения.......................188 § 53. Биогенные элементы и их значение для живых организмов.193 Лабораторные занятия.......................................198 24.1 А 90 Аскаров И.Р. Химия: Учебник для 8 кл. обшеобразоват. шк. Изд.2. (И.Р.Аскаров, А 90 Н.Х.Тухтабаев, К.Гапиров). Т.: “YANGIYO‘L POLIGRAPH SERVICE”. 2010 г. 208 с. I. Тухтабаев Н.Х., II. Тапиров К. ББК 24.1 я 72 Ibrohimjon ASQAROV, Nozimjon TO‘XTABOYEV, Kamoliddin G‘OPIROV KIMYO Umumiy o‘rta ta’lim maktablarining 8- sinfi uchun darslik (Rus tilida) Переводчик Д. Валиева Отв.редактор М. Тилябаева Художник Л. Дабижа Тех. редактор Ж. Бекиева, У. Ким Редакторы 3. Файзиева, Д. Валиева Верстка Ш. Хасанов Разрешено в печать 30. 05. 2010. Формат 70x90 Кегль 11. Гарнитура тайме. Печать офсетная. Усл.-печ.л. 15,2. Уч.-изд.л. 13,0. Тираж 32 940. Заказ № Оригинал-макет учебника подготовлен ООО «Mitti Yulduz» Ташкент, ул.Навои, 30. Напечатано в типографии ООО “YANGIYO'L POLIGRAPH SERVICE” г. Янгиюль, ул. Самаркандская, 44 Таблица показателей состояния учебника, предоставленного в аренду № Имя, фамилия >'чащегося Учебный год Состояние учебника до предоставления в аренду Подпись классного руководителя Состояние учебника после возвращения Подпись К-’ШССНОГО руководи- теля 1 2 3 4 5 6 После возвращения учебника учащимся в конце учебного года классный руководитель заполняет выщеприведенную таблицу на основе следующих критериев Новый Состояние учебника перед сдачей в аренду Хорошее Обложка целая, не отделена от основной части учебника, оторванных, порванных и отклеившихся страниц нет, на страницах нет записей и пометок. Удовлетво- рительное Обложка измятая, исчерченная, с загнутыми краями, отделяется от основной части. Отремонтирована удовлетворительно. Отклеившиеся и оторванные страницы приклеены, отдельные страницы исписаны. Неудовле- творитель- ное Обложка исписанная, порванная, отделилась от основной части книги или отсутствует вообше. Отремонтирована неудовлетворительно. Страницы порваны, отдельные страницы отсутствуют, исписаны и испачканы. Учебник не подлежит восстановлению.