Учебник Химия 8 класс Новошинский Новошинская

ФГОС ИННОВАЦИОННАЯ ШКОЛА И. И. НОВОШИНСКИЙ, Н. с. НОВОШИНСКАЯ химия Учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений Рекомендовано Министерством образования и науки Российской Федерации {экспертное заключение РАН № 10106-5215/155 от 07.10.2011 г., экспертное заключение РАО № 01-5/73-631 от 24.10.2011 г.) Учебник соответствует Федеральному государственному образовательному стандарту Москва «Русское слово» 2013 УДК 373.167.1:54*08(075.3) ББК24я72 Н74 Новошинский и. И., Новошинская Н. С. Н74 Химия: учебник jlih 8 класса общеобразовательных учреждений / И. И. Новошинский, Н. С. Новошинская. — М.: ООО «Русское слово — учебник», 2013. — 224 с.: ил. — (ФГОС. Инновационная школа). ISBN 978-5-91218-940-1 Данный учебник предназначен для общеобразовательных учреждений: школ, гимназий и лицеев. В нём изложены первонача.зьные основы хи.мии. Его отличает нетрадиционный подход к структурированию материала. Книга знакомит школьников с основны.ми химическими понятиями, важнейшими классами неорганических соединений, строением атома и Периодической системой химических эле.ментов Д. И. Менделеева. Доступный язык и логическая последовательность изложения материаза способствуют быстро.му усвоению информации. Авторы предлагают много заданий, различных по форме, в том числе подразумевающих самостоятельную или коллективную личностно значи.мую деятельность учащихся, описания лабораторных опытов и практиче-сюзх работ с элемента.ми исследования. Всё это позво.ляет реализовать системнодеятельностный подход в обучении. Учебник полностью соответствует Федеральному государственно.му образовательному стандарту основного общего образования по химии и имеет гриф «Рекомендовано Министерством образования и науки Российской Федерации». УДК 373.167.1:54*08(075.3) ББК 24я72 С И.И. Новошинский, 2013 © Н.С. Новошинская, 2013 © ООО «Русское слово — учебник», 2013 (С ISBN 978-5-91218-940-1 ISBN 978-5-91218-940-1 785912 Учебное издание Новошинский Иван Иванович Новошинская Нина Степановна ХИМИЯ Учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений Ответственный редактор И. А. Костенчук Художественный редактор С. Н. Якубовский Корректор М. Г. Курносенкова Вёрстка Л. X. Матвеевой Подписано в печать 03.10.2012. Формат 70.х90/16. Бумага офсетная. Гарнитура «NewtonC». Печать офсетная. Уел. печ. л. 16,38. Тираж 7000 экз. Изд. № 08036. Заказ № 33447. ООО «Русское слово — учебник». 125009. Москва, v.i. Тверская, д. 9/17, стр. 5. Тел.: (495) 969-24-54. 658-66-60. Отпечатано в соответствии с качеством предоставленных издательство.м элекгронных носителей в ОАО «Саратовский полиграфкомбинат». 410004, г. Саратов, ул. Чернышевского, 59. ww'w.sarpk.ru 189401 Предисловие Вы приступаете к изучению нового интересного предмета, который называется «Химия». Химия, как физика и биология, относится к естественным наукам. Она даёт ключ к познанию многих природных яазений и разгадке тайн окружающего мира. Так, из курса природоведения вам известно, что в зелёных растениях происходит превращение углекислого газа и воды в органические вещества, и этот процесс сопровождается вьшелением кислорода. На уроках химии вы узнаете, как происходят в юзетках растений эти удивительные превращения. Химия — экспериментальная наука. Законы химии, свойства веществ можно проверить и исследовать самому, проводя химические опыты. В течение года вы много раз будете работать как химики-экспериментаторы. Посмотрите учебник — сколько там лабораторных опытов и практических работ! Но при их выполнении не следует нарущать установленные правила и инструкции. В противном случае химия может «наказать» не только самого экспериментатора, но и окружающих его людей. Поэтому будьте внимательны при выполнении лабораторных опытов и практических работ, строго следуйте изложенным в учебнике рекомендациям по обращению с веществами. Опыты с вeщecтвav^и не приведут к нежелательным последствиям, если вы будете знать свойства этих веществ и особенности химических превращений. Именно такие знания вы получите при изучении химии, и в этом вам поможет учебник, который вы держите в руках. Рассмотрим его. Для облегчения усвоения программного материала в учебнике представлены рисунки, таблицы и схемы, иллюстрирующие наиболее важные теоретические положения. Основные хи.мические понятия, формулировки законов выделены в тексте полужирным шрифтом. Выделены также наиболее важные обобщения и выводы, на которые следует обратить особое внимание. Содержание всех параграфов учебника взаимосвязанно. Не изучив материал одного параграфа, можно столкнуться с трудностями при изучении следующего. В учебнике приведены алгоритмы (порядок действий) для рещения расчётных задач различных типов, а также образцы рещения конкретных задач. з©^о о После каждого параграфа приведены вопросы, упражнения и задачи. Выполняя эти задания, вы сможете глубже изучить и понять химические процессы, а также развить свои умения и навыки. Проработав параграф, постарайтесь выполнить предложенные вам задания. Как правило, ответы на них заключены в тексте параграфа, и если вы затрудняетесь, значит, вам следует прочитать его ещё раз. Перед решением задачи обязательно проработайте алгоритм решения задач данного типа. В конце книги даны ответы к расчётным задачам и помещён предметный указатель, который содержит термины, понятия, названия веществ, реакций, законов с указанием страниц учебника, где они упоминаются. Если вы сможете ответить на все вопросы, выполнить все упражнения и решить все задачи, которые даны в учебнике, то химия станет для вас любимым и понятным предметом. Успехов вам в изучении химии! Условные обозначения Из истории химии. ■ц. ' л ч йпя любознательных. Научитесь правильно решать задачи. Обратите внимание. м 0.1,0.2 Правила экологически безопасного поведения. Вопросы и задания. Тестовые задания с выбором одного или нескольких правильных ответов из четырёх предложенных или задания на установление соответствия. Задания с диска. Введение §1 ПРЕДМЕТ ХИМИИ. ВЕЩЕСТВА И ИХ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Из курсов физики и природоведения вы знакомы с понятиями «физическое тело» и «вещество». Напомним, в чём разница между веществами и телами. Вещества — это то, из чего состоят физические тела. Алюминий, железо, вода, сера, сахар, медь, кислород ИТ.д. — это вещества. Алюминий — это вещество, а алюминиевые ложка, проволока, кастрюля и кружка — физические тела (рис. 1). Железо — вещество, а гвоздь, подкова — физические тела. Для более чёткого различения понятий «вещество» и «тело» можно воспользоваться подсказкой: к названию тела — существительному — можно подобрать относительное прилагательное, образованное от названия вещества, например железная подкова. Значит, подкова — тело, а железо — вещество. Физическое тело может состоять из нескольких веществ. Кусок гранита, например, состоит из частиц кварца, полевого щпата и слюды. Вещества Рис. 1. Различные предметы (физические тела), изготовленные из алюминия е Физические свойства веществ Задачи химии Веществ очень много — более десяти миллионов, и каждое из них обладает определёнными физическими и химическими свойствами. К физическим свойствам вещества относятся агрегатное состояние (газообразное, жидкое или твёрдое), цвет, блеск, запах, плотность, растворимость, температура плавления, температура кипения, электропроводность и др. Физические свойства веществ — это признаки, по которым одни вещества отличают от других или устанавливают сходство между ними. Например, опишем физические свойства воды. Вода — бесцветная, прозрачная жидкость без вкуса и запаха с плотностью 1 г/см^, плохо проводит тепло и электрический ток, кипит при 100 “С, замерзает при 0“С, хорошо растворяет .многие вещества. Перечисленные признаки позволяют сравнивать воду с другими веществами. Сравним свойства воды со свойствами ацетона. Ацетон (растворитель) — тоже прозрачная, бесцветная жидкость. Но по другим признакам он отличается от воды: легче её (плотность ацетона равна 0,791 г/см-^), имеет характерный запах, закипает при 56,1 °С, электрический ток не проводит. Из этих примеров следует, что вещества можно различать и распознавать по их физическим свойствам. Вещества различают и по химическим свойствам, о которых вы узнаете в дальнейшем. Поэтому одна из задач химии — изучение веществ, их физических и химических свойств. Простейший способ изучения свойств веществ — наблюдение. Непосредственным визуальным наблюдением определяют качественные свойства веществ (цвет, блеск, агрегатное состояние ит. д.), а с помощью измерительных приборов — значения характеризующих их физических величин (плотность, температура плавления и кипения, электропроводность и др.). Значения физических величин приводятся в справочниках; для некоторых веществ они указаны в табл. 16 приложения (с. 215). К свойствам веществ относится и их воздействие на организм. 0 06 О Вещества нельзя пробовать на вкус, потому что многие из них ядовиты. Повседневно мы наблюдаем различные превращения веществ. Железные предметы во влажном воздухе ржавеют — покрываются ржавчиной; дрова в печи или костре сгорают, оставляя небольщое количество золы и выделяя тепло; опав-щие листья деревьев постепенно истлевают, превращаясь в перегной и также выделяя тепло. Эти превращения характеризуют химические свойства веществ. Вторая задача химии — изучение превращений веществ и процессов, сопровождающих эти превращения. Теперь можно ответить на вопрос: «А что же изучает химия?» Химия — это наука о веществах, их строении, свойствах, превращениях и явлениях, которыми сопровождаются эти превращения. Химия — это одна из наук о природе, она относится к естественным наукам и тесно связана с физикой, биологией, географией и другими науками. Предмет химии 1. Какие свойства веществ представляют опасность для человека? 2. Какие из пяти органов чувств (зрение, вкус, обоняние, осязание, слух) химики используют для анализа веществ? 3. Какие вещества входят в состав семян растений? При ответе на вопрос вспомните материал из курса ботаники. 4. Назовите не менее трёх веществ: а) которые входят в состав нашего организма: б) с которыми вы сталкиваетесь в повседневной жизни. 5. Из приведённого перечня выпишите отдельно слова, обозначающие вещества и тела: льдина, ваза, труба, вода, медь, гвоздь, сосулька. 6. Распределите указанные вещества по группам в зависимости от их агрегатного состояния при обычных условиях: железо, углекислый газ, сахар, вода, ртуть, поваренная соль, азот, кислород. tU* 7. К веществам относятся все признаки, перечисленные в ряду: а) твёрдый, лёгкий, бесцветный, кристаллический; б) стеклянный, круглый, растворимый, тяжёлый; в) зелёный, лёгкий, газообразный, выпуклый; г) хрупкий, нерастворимый, овальный, электропроводный. 0.1.0.2 §2 О 8. Названия веществ перечислены в ряду: а) цинк, стакан, аммиак, кислород; б) железо, глюкоза, алмаз, кислород: в) вилка, графит, серная кислота, сода; г) олово, книга, ваза, сера. О 9. Названия тел (предметов) перечислены в ряду: а) проволока, углекислый газ, льдина, сода; б) стекло, стакан, ваза, снежинка; в) алюминий, озон, монета, кружка; г) ложка, пробирка, гвоздь, кирпич. МОЛЕКУЛЫ И АТОМЫ. ОТНОСИТЕЛЬНАЯ АТОМНАЯ МАССА Молекулы Атомы Из курса физики вам известно, что многие вещества состоят из молекул. Молекулы — это мельчайшие частицы многих веществ, обладающие химическими свойствами данного вещества и состоящие из атомов, соединённых между собой химическими связями. В определении вьшелены слова «многих веществ». Это связано с тем, что кроме веществ молекулярного строения, состоящих из молекул (сахар, спирт, эфир, уксусная кислота, кислород, углекислый газ, вода и др.), известны и вещества немолекулярного строения (поваренная соль, алмаз и др.)*. Молекулы способны к самостоятельному существованию. При химических реакциях они распадаются, т. е. являются хи.мически делимыми частицами. Молекулы состоят из атомов (в переводе с греческого атом означает неделимый). Атомы — это мельчайшие химически неделимые частицы вещества. ®о * Подробнее о веществах молекулярного и немолекулярного строения вы узнаете при изучении химической связи. 8 Атомы, как и молекулы, способны к самостоятельному существованию. Так, атомы водорода составляют около половины массы Солнца; из отдельных атомов состоят такие вещества. как гелий, неон, аргон и др. Химия изучает такие явления, в которых атомы сохраняются: не уничтожаются и не возникают вновь (отсюда и происхождение термина «атом»). Над вопросом, из чего состоит то или иное вещество, люди задумывались ещё в древности. Древнегреческие философы считали, что вещества состоят из мельчайших, невидимых, неделимых частиц — атомов, находящихся в непрерывном движении. В поэме Тита Лукреция Кара (I в. до н. э.) «О природе вещей» существование невидимых частичек доказывается так: ...На морском берегу, разбивающем волны. Платье сыреет всегда, а на солнце, вися, высыхает. Видеть, однако, нельзя, как влага на нём оседает. Как и не видно того, как от зноя она исчезает. Значит, дробится вода на такие мельчайшие части, Что недоступны они совершенно для нашего взора. На основе атомистических представлений древних философов в конце XVIII — начале XIX в. возникло атомно-молекулярное учение, сущность которого сводится к представлению о том, что вещества состоят из атомов и молекул. Одним из основоположников этого учения был выдающийся русский учёный М. В. Ломоносов. Известно, что атомы имеют очень малые размеры. Они настолько малы, что их невозможно рассмотреть даже в электронный микроскоп, дающий увеличение в 40 тысяч раз. Радиусы атомов составляют 0,06—0,25 нм. Нанометр (нм) — одна миллиардная часть метра (10“® м). Насколько малы атомы, можно продемонстрировать на следующем примере. Если каким-то образом пометить все атомы в стакане воды, а затем перемещать её с водой земного щара (вода рек, озёр, морей, океанов, ледников и т. д.), то, зачерпнув стакан воды из любого водного источника, можно обнаружить в нём около двух тысяч меченых атомов. Естественно, что ничтожно малому размеру атома соответствует и ничтожно малая масса. Современные методы исследования позволяют определить её с больщой точностью. 900 О Относшельная атомная масса Оказалось, что истинные массы атомов (/nj имеют значения от 1,67 • 10“^’ до 4,27 • 10“^^ кг. Например: тз(водорода) = 1,67 • г (0,000 000 000 000 000 000 000 001 67 г). Очевидно, что пользоваться такими числами в повседневной практике неудобно. Поэтому вместо истинных значений масс атомов применяют относительные атомные массы. Относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса данного атома больше массы, принятой за эталон. Относительную атомную массу обозначают , где г — начальная буква английского слова relative, что означает относительный; т т* Атомная единица массы (а.е.м.) В качестве такого эталона принята — массы атома углерода*. Атомная единица массы (а.е.м.) — это массы атома углерода. 1 а.е.м. = 1 а.е.м. = 1.99- 10-2^ г И /Па(углерода) 12 = 1,66- 10-^^ г = 1,66- 10-^^ кг. В соответствии с этим относительную атомную массу атома элемента X можно определить сравнением истинной массы атома с массой одной атомной единицы массы (1 а.е.м.), т. е. вычислить по формуле: АДХ) = т^{Х) 1 а.е.м. Например: АДводорода) Wa( водорода) 1 а.е.м. * Более точно об эталоне массы атома вы узнаете при изучении § 5 «Изотопы». О 010 о АД водорода) 1,67- 10-^" г 1,66- 10-^'* г = 1; АД кислорода) = АД кислорода) = тя(кислорода) 1 а.е.м. 2,66- 10-25 г = 16. 1,66- 10-2‘'г Из примеров следует, что относительная ато.мная масса водорода численно равна атомной единице массы, а относительная атомная масса кислорода в 16 раз превышает атомную единицу массы. Относительная атомная масса не имеет единиц измерения, т. е. это безразмерная величина. Значения относительных атомных .масс химических элементов приведены в таблице, которая носит название «Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева» (см. форзац в начале учебника). Обратимся к этой таблице: АДфосфора) = 30,974, АД натрия) = 22,99. В расчётах обычно используют округлённые до целых чисел значения относительных атомных масс. Тогда АДфосфора) » 31, АД натрия) = 23. Итак, атомы характеризуются: ♦ определёнными, очень малыми размерами порядка долей нанометра; ♦ определённой, ничтожно малой массой. Поэтому вместо истинных масс атомов используют относительные атомные массы. щ 1. Назовите частицы, из которых состоят вещества, и укажите их различия. 2. Вспомните два-три опыта из курса физики, которые подтверждают существование молекул. Расскажите об этих опытах. 3. Молекулы каких газов входят в состав воздуха? При ответе вспомните материал из курса природоведения. 4. Объясните, почему относительная атомная масса — безразмерная величина. т 6 5. Выпишите точные значения относительных атомных масс: а) фтора; б) кремния; в) бора; г) азота. Округлите эти значения до целых чисел. 6. Определите, во сколько раз: а) атом магния тяжелее атома углерода; б) атом меди тяжелее атома кислорода; в) атом азота тяжелее атома водорода. §3 ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ. СИМВОЛЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Химический элемент Й. Я. Берцелиус (1779-1848) Символы химических элементов были введены в 1814 г. шведским химиком Й. Я. Берцелиусом. Вам уже известно, что атомы — это частицы, из которых состоят окруокаюшие нас вещества. В природе существует гро-.мадное число атомов, но разновидностей атомов не так много. Вид атомов, характеризующихся определённой совокупностью свойств, называют химическим элементом. Химический элемент — понятие абстрактное, а атом — материальная, конкретная частица элемента с присущими ему параметрами: размером и массой. Так, атомы массой 24 а.е.м. и радиусом 0,128 нм составляют химический элемент магний; атомы массой 16 а.е.м. и радиусом 0,045 нм составляют другой химический элемент — кислород и т. д. Чтобы пояснить сущность понятия «химический элемент», рассмотрим следующий пример. В природе существует больщое число яблок, но число их сортов ограничено. Сорт яблок — понятие абстрактное, а яблоки — конкретная форма существования определённого сорта. Например, яблоки сорта Джонатан — жёлто-красного цвета. в©12 О среднего размера, кисло-сладкого вкуса, а яблоки сорта Голден Делишес — жёлтого цвета, продолговатые, сладкие и т. д. В настоящее время известно 118 химических элементов, для 110 элементов предложены символы и названия. Большинство элементов встречаются в природе, а некоторые получены искусственным путём. Каждый химический элемент обозначают специальным символом. В качестве символов приняты первая или первая и одна из последующих букв латинского названия химического элемента. Так, элемент водород имеет латинское название гидроге-ниум (Hydrogenium), поэтому обозначается символом Н, который читается «аш», элемент медь {Cuprum) обозначается буквами Си, их сочетание читается «купрум» и т. д. Символ Н обозначает также один атом водорода, Си — один атом меди. Если нужно обозначить не один, а несколько атомов, то перед химическим символом ставят соответствующую цифру, которую называют коэффициентом. Например, два атома водорода записывают 2Н (2 — коэффициент); пять атомов меди — 5Си (5 — коэффициент). В таблице на форзаце в конце учебника приведены названия некоторых химических элементов, их символы, произношение символов, относительные атомные массы. Названия и символы других химических элементов вы можете узнать из Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева (см. форзац в начале учебника). Символ химического элемента Коэффициент 1. Из Периодической системы химических элементов выпишите химические символы натрия, магния и алюминия. 2. Напишите символы и названия химических элементов с относительной атомной массой (округлённой): а) 32; 6)39; в) 12. 3. Напишите обозначения одного атома хлора и пяти атомов хлора; одного атома кислорода и трёх атомов кислорода. 4. Укажите относительные атомные массы магния, углерода и фосфора. 5. Вспомните из курса биологии, какие химические элементы входят в состав клетки. Строение атома. Структура Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева §4 Протон ;р Нейтрон СОСТАВ АТОМА И АТОМНОГО ЯДРА До конца XIX столетия атом считали элементарной (т. е. неделимой) частицей. Научные открытия на рубеже XIX — XX вв. (вы их рассмотрите в курсе физики) показали, что атом имеет сложное строение. В центре атома находится положительно заряженное ядро, которое имеет чрезвычайно малый размер по сравнению с размерами атома. Радиус атомного ядра в сто тысяч раз меньше радиуса атома. Например, радиус атома водорода 0,046 нм, а радиус ядра атома водорода — 6,5 ■ 10“^ нм. Но и это крошечное ядро имеет сложное строение, в его состав входят протоны и нейтроны. Протоны — это частицы с положительным зарядом +1 (в условных единицах) и относительной массой, равной 1. Протон обозначают латинской буквой р (или |д). Нейтроны — это электронейтральные (незаряженные) частицы с относительной массой, также равной 1. Нейтрон обозначают латинской буквой п (или ^п). Относительная масса Протон дП Нейтрон Условный заряд " |14 Следовательно, положительный заряд ядра равен числу протонов. BKcnepMMeHiajibHo доказано, что положительный заряд ядра атома (число протонов в ядре) равен атомному (порядковому) номеру химического элемента в Периодической системе элементов. Найдите в Периодической системе химических элементов углерод. Каки.м символо.м его обозначают? Обратите внимание на то, что атомный (порядковый) номер углерода 6. Следовательно, в ядре атома углерода находятся 6 протонов (6 \р) и заряд ядра равен +6. Атомный номер элемента, заряд ядра атома и число протонов в ядре обозначают буквой Z, а число нейтронов — буквой N. Суммарное число протонов Z и нейтронов N называют массовым числом атома и обозначают буквой А: A = Z + N Из этой формулы следует, что число нейтронов в ядре атома равно разности между массовым числом элемента А и его атомным номером Z: N =А — Z. Массовое число атома А приблизительно (округлённо) равно относительной атомной массе А^. Найдите в Периодической системе химических элементов алюминий. Каким символом его обозначают? Обратите внимание на то, что ато.м атюминия и.меет массовое число (округлённую относительную атомную массу) 27 и порядковый номер 13. Следовательно, ядро атома содержит 13 протонов (13 Jj?) и 14 нейтронов (14 Jn) (А" = А - Z = 27 - 13). Атом — электронейтральная частица. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, которые движутся вокруг ядра атома. Электроны (обозначают е“) — это частицы с отрицательным зарядом -1 (в условных единицах) и относительной массой, „ 1 равной ^ массы протона. 1 оо / Число электронов в ато.ме равно числу протонов в ядре. Найдите в Периодической системе химических элементов серу. Каким символом её обозначают? Обратите внимание на атомный 15 Массовое число Электрон Атом Химический элемент номер серы: Z = 16. Следовательно, в ядре атома серы содержатся 16 протонов (16 }р), а вокруг ядра движутся 16 электронов (16 е~). Так как масса электрона ничтожно мала — в 1837 раз меньше массы протона или нейтрона, то очевидно, что практически вся масса атома сосредоточена в его ядре. Объём атомного ядра мал, но его плотность очень велика. Так, если заполнить 1 см^ ядрами атомов, то их масса составит около 116 млн т. Таким образом: ♦ Электроны, протоны и нейтроны являются микрочастицами, из которых состоит атом. ♦ Изучение строения атома позволило дать новое (современное) определение понятия «атом». Атом — это электронейтральная и химически неделимая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. ♦ Положительный заряд ядра яатяется главной характеристикой атома. Он определяет строение атома, число электронов. движущихся вокруг ядра, и служит отличительным признаком различных видов атомов. Поэтому дано новое (современное) определение химического элемента. Химический элемент — это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. ♦ Атомный номер элемента в Периодической системе указывает на заряд ядра, число протонов в ядре и число электронов. содержащихся в атоме, — в этом заключается физический смысл атомного (порядкового) номера элемента в Периодической системе химических элементов: Атомный Число Заряд Число (порядковый) = протонов = ядра = электронов номер в ядре атома в атоме 1. Назовите частицы, которые входят в состав ядер атомов. Укажите, что между ними общего и чем они различаются. 2. Объясните, почему атом электронейтрален. 3. Что показывает атомный номер элемента? 4. Атомный номер химического элемента равен 15. Определите заряд ядра и число электронов, содержащихся в его атоме. 0016 о 5. Укажите число электронов в атоме кислорода, если заряд его ядра равен +8. 6. Назовите элемент, в атоме которого содержится 14 электронов. 7. Определите заряд ядра, число протонов в ядре и число электронов в атоме хлора. 8. Заряд ядра атома магния +12, а заряд ядра атома кальция +20. Определите, на сколько больше электронов в атоме кальция, чем в атоме магния. 9. Элемент с зарядом ядра атома +16 имеет атомный номер: а) 5; 6)10; в) 16; г) 19. 10. Число нейтронов в атоме аргона Аг равно: а) 18; 6)22; в) 58; г) 40. 1.1, 1.2 §5 ИЗОТОПЫ Исследования по определению массы и заряда ядра атомов различных элементов показали, что в природе встречаются атомы одного и того же элемента с одинаковым зарядом ядра, но имеющие при этом различную массу. Так, были обнаружены ато.мы хлора с различными массовыми числами: атомы с массовым числом 35 (хлор-35) и атомы с массовым числом 37 (хлор-37), но с одним и тем же зарядом атомных ядер +17. Одинаковый заряд ядра свидетельствует о том, что это атомы одного и того же элемента — хлора. Вам известно, что массовое число определяет общее число протонов и нейтронов: А = Z + N. Так как число протонов в ядрах атомов одинаково и равно 17, то, следовательно, в ядрах одной из разновидностей атомов хлора содержится 18 нейтронов (35 — 17 = 18), а в ядрах другой — 20 нейтронов (37 - 17 = 20). Разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа, называют изотопами. Изотопы одного и того же элемента имеют одинаковое число протонов и электронов, а отличаются лруг от друга только числом нейтронов. Изотопы 17| массовое число 35(^1 17^,1 / заряд ядра Слово «изотоп» образовано от двух греческих слов: изос — ОЛИН и топос — место. Изотопы занимают одно место (клетку) в Периодической систе.ме химических элементов Д.И. Менделеева. Каждый изотоп характеризуется двумя величинами: массовым числом (его указывают вверху слева от символа элемента) и зарядом ядра (его указывают внизу слева от символа элемента). Например, изотопы хлора записывают так: рС1 и 17CI. На основании этой записи можно заключить, что заряд ядра обоих атомов равен 17, вблизи ядер движутся 17 электронов; ядро атома состоит из 17 протонов и 18 нейтронов, а ядро атома состоит из 17 протонов и 20 нейтронов. Иногда нижний индекс опускают: ^^С1, ^’С1. Изотопы известны почти для всех химических элементов (табл. 1). Изотопы кислорода Таблица 1 Изотопы кислорода Состав ядер I6Q 8'-' 8р. 8л 8*^ 8р. 9п 18о 8р, Юл Относительная атомная масса элемента Массовые числа изотопов всегда выражают целыми числа-.ми. Но в природе содержание каждого изотопа различно, поэтому относительные ато.мные массы элементов имеют не целочисленные значение Относительная атомная масса элемента, которая указана в Периодической системе химических элементов, является средней величиной из массовых чисел всех его природных изотопов с учётом их распространённости. Например, содержание в природе изотопа хлора с массовым числом 35 (pCl) составляет 75,5%, а изотопа хлора с массовым числом 37 (J7C1) — 24,5%. Следовательно: 35-75,5 + 37-24,5 Л(С1) =-------------------- 35,5. 0^18 О Так как изотоп хлора с массовым числом 35 более распространён, то значение относительной атомной массы хлора ближе к этому числу. Теперь мы можем уточнить (см. с. 10), что принято за эталон, используемый при вычислении относительной атомной массы. Углерод имеет два устойчивых изотопа; с массовым числом 12 — углерод-12 (его содержание в природе составляет 98,89%) и с массовым числом 13 — углерод-13. В настоя- 1 шее время за эталон принята — массы изотопа углерода с массовым числом 12 (углерода-12). Изотопы находят широкое применение в биологии, медицине, географии, технике и археологии. Например, в медицине кобатьт-60 применяют для лечения рака, железо-59 — для измерения скорости тока крови и изучения заболеваний крови, иод-130 — для диагностики заболеваний шитовидной железы, барий-137 — гит диагностики заболеваний пишева-рительной системы. Применение изотопов 1. Определите число протонов и нейтронов в атомах изотопов магния — ?гМд, ?2l^g, ?®Mg и меди — гдСи, IgCu. 2. На основе информации Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева запишите обозначения изотопов бора В, атомы которых содержат 5 и 6 нейтронов. 3. Даны обозначения атомов элементов: г^Э. ^дЭ, ^Э, Выберите обозначения двух атомов, которые являются изотопами одного и того же элемента. 4. Литий имеет два изотопа: gLi и gLi. Содержание в природе первого изотопа составляет 92,7%, второго — 7,3%. Вычислите относительную атомную массу лития. 5. Объясните, почему химический элемент аргон (атомная масса 39,948) расположен перед калием (атомная масса 39,102), кобальт (атомная масса 58,933) — перед никелем (атомная масса 58,70), теллур (атомная масса 127,60) — перед иодом (атомная масса 126,905). 6. Используя различные источники информации (научно-популярная литература, энциклопедии, Интернет), подготовьте сообщение о применении изотопов в: а) биологии; б) медицине; в) географии; г) технике; д) археологии. Работайте в группе совместно с товарищами, распределив обязанности. 1900 О §6 Электронная оболочка атома Энергетический уровень СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА Мы выяснили, что атом состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов, которые образуют электронную оболочку. Электронная оболочка атома — это совокупность всех электронов данного атома. В курсе химии 8—9 классов рассматривается упрошенная модель* строения электронной оболочки атомов первых двадцати элементов Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева (от водорода до кальция). Рассмотрим, как распределяются электроны вокруг ядра атома. Условно можно представить, что электроны, образующие электронную оболочку атома, размешаются вокруг ядра электронными слоями (одни ближе к ядру, другие — дальше) и обладают различным запасом энергии. Чем ближе к ядру расположены электроны, тем прочнее их связь с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Каждый слой состоит из электронов с близкими значениями энергии, поэтому слои электронов называют энергетическими уровнями. Электронный слой, или энергетический уровень, — это совокупность электронов с близкими значениями энергии (Е). Номер энергетического уровня (п) обозначают цифрами 1, 2, 3,4, 5...: л 1 2 3 4 5 6 7 ---------------------------------------^ Сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается Различие электронных слоёв по энергии изображено на рис. 2. Электроны внешнего энергетического уровня обладают максимальным запасом энергии и наименее прочной связью с ядром. * Современную модель состояния электронов в атоме вы будете рассматривать в старшей школе. 20 /7 = 3 /7=1 /7 = 2 Ядро Е\< El < т. д. Е\ El El Рис. 2. Энергетическая схема электронных слоев Максимальное число электронов, которые могут находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле: I N-2n\ I где N — максимальное число электронов на уровне; п — номер энергетического уровня. Следовательно, на первом энергетическом уровне (п = 1) может находиться не более двух электронов (2 • 1^ = 2); на втором (л = 2) — не более восьми (2 • 2^ = 8); на третьем (л = 3) — не более восемнадцати (2 ■ 3^ = 18) и т. д. Кроме того, установлено, что на внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов. Если энергетический уровень содержит максимально возможное число электронов, то его называют завершённым. Энергетические уровни, не содержащие максимального числа электронов, называют незавершёнными. Теперь мы можем составить упрощённые схемы строения электронных оболочек атомов*, руководствуясь следующими правилами: 1. Общее число электронов в атоме равно заряду ядра атома, т. е. атомному номеру элемента. 2. Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2л^. 3. На внещнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, а на первом — не более двух электронов. Схему расположения электронов по электронным слоям, или энергетическим уровням, называют электронной схемой (электронной конфигурацией) атома. * Соотношения размеров ядра и атома на схемах не соблюдены. Максимальное число электронов на уровне Завершённый уровень Незавершённый уровень Электронная схема атома 21 СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРВОГО И ВТОРОГО ПЕРИОДОВ Атом водорода Ядро атома водорода Н имеет заряд +1, поэтому вокруг ядра движется только один электрон, находящийся на первом энергетическом уровне. Схему строения атома водорода можно изобразить следующим образом: /■' • Ч N : © или или или ,Н 1е~ Н Н Н Атом гелия Следующий за водородом элемент — гелий Не. Ядро атома гелия имеет заряд +2, поэтому атом гелия имеет два электрона на первом энергетическом уровне: © или © или Атом лития Атом бериллия Не Не Не Итак, в атоме гелия первый электронный слой завершён. Электронная конфигурация атома гелия сохраняется на первом уровне в атомах всех последующих элементов. Элемент № 3 — литий Li. Ядро атома лития имеет заряд +3, следовательно, в атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом энергетическом уровне (электронная конфигурация атома гелия), а третий электрон начинает заполнять второй энергетический уровень: ,, или , или :^1 III I Li или .Li 2е~ \е~ Li Li При переходе отлития к бериллию Be заряд ядра атома увеличивается на единицу, а второй уровень пополняется ещё одним электроном: •С' или ©: или )| ■ «. .-'■у или лВе 2е~2е Be Be 2. 2 Be © 22 Атом бора В на внешнем уровне имеет три электрона, атом углерода С — четыре, атом азота N — пять, кислорода О — шесть, фтора F — семь. Внешний уровень атома неона Ne содержит восемь электронов: • ' т • ^ л или * или ■). или loNe 2е~ 8е ш « Ne Ne ‘8 Ne Итак, в атоме неона второй электронный слой содержит восемь электронов и является завершённым. Электронная конфигурация атома неона сохраняется для первого и второго уровней в атомах всех последующих элементов. Атом неона 1. Изобразите схемы строения атомов следующих химических элементов: а) бора и фтора; б) водорода и лития. Найдите сходство в строении атомов этих элементов и укажите различия. 2. Охарактеризуйте химический элемент с атомным номером 6 (изотоп с массовым числом 12) по следующему плану: — символ химического элемента; — относительная атомная масса; — заряд и состав ядра атома; — общее число электронов, движущихся вокруг ядра; — схема строения атома; — число электронов на внещнем энергетическом уровне; — число занятых электронами энергетических уровней; — число заверщённых энергетических уровней. 3. Сколько завершённых электронных слоёв содержится в атомах химических элементов с атомными номерами: а) 3; б) 8? §7 СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ ТРЕТЬЕГО И ЧЕТВЁРТОГО ПЕРИОДОВ Следующий за неоно.м элемент — натрий Na (атомный номер 11). Ядро атома натрия имеет заряд +11, следовательно, в Атом натрия 2300 О атоме натрия 11 электронов. Десять из них находятся на первых двух уровнях (электронная конфигурация атома неона), а одиннадцатый электрон начинает заполнять третий уровень: ,Na2e 8е 1е (+11) или N Na При переходе от натрия к магнию, алюминию и другим элементам (в порядке увеличения заряда ядра) электроны за-Атом аргона полняют внешний слой атома, и в атоме аргона Аг повторяет- ся вое ь.м и электро иная конфигурация внешнего уровня атома неона: или 18' Аг 2е 8е 8е Атом калия Атом кальция Аг На этом заполнение электронами третьего (внешнего) электронного слоя прекрашается. Это связано с тем, что (вспомните!) число электронов на внешнем уровне не может превышать восьми. Поэтому девятнадцатый электрон в атоме ка^зия К заполняет не третий, а четвёртый энергетический уровень: igK 1е~ 8е“ 8^“ \е~ Девятнадцатый и двадцатый электроны в атоме кальция Са также находятся на четвёртом уровне*: 2оСа 2е~ 8е~ 8е~ 2е~ Итак, рассмотрев строение электронных оболочек атомов эле.ментов от водорода до аргона (№ 1 — 18), можно сделать следуюший вывод: каждый новый электрон поступает на внешний энергетический уровень атома, а если он уже завершён, то начинает заполнять новый уровень. О о * о строении электронной оболочки атомов элементов, следующих за кальцием, вы узнаете в старших классах. 24 КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕМЕНТОВ НА ОСНОВЕ СТРОЕНИЯ ИХ АТОМОВ На основе теории строения атомов предложено несколько способов классификации элементов. Один из них — классификация элементов по числу электронов на внешнем энергетическом уровне. По этому признаку различают две категории элементов. Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне имеют, как правило, 1, 2, 3 (иногда 4) электрона, образуют вещества — металлы (исключение: водород, гелий, бор). Атомы металлов могут только отдавать электроны другим атома.м. Чем легче атомы элемента отдают электроны с внешнего уровня, тем в большей степени выражены металлические свойства вешества. Элементы, атомы которых на внешнем энергетическом уровне имеют, как правило, 5, 6, 7, 8 (иногда 4) электронов, образуют вещества — неметаллы (к неметаллам относятся также водород, гелий и бор). Атомы неметаллов обладают способностью как присоединять, так и отдавать электроны. Чем легче атомы элемента принимают электроны, недостающие до завершения внешнего уровня, тем в большей степени выражены не.меташтические свойства вешества. Атомы неметаллов, имеющие завершённый энергетический уровень, образуют благородные газы. Их атомы в отличие от атомов других неметаллов не обладают способностью принимать электроны. Металлы Неметаллы Благородные газы 1. Составьте схемы строения атомов элементов с атомными номерами: а)4; 6)7; в) 10; г) 13; д)15; е)18. Определите по этим схемам, атомы каких элементов образуют металлы, неметаллы и благородные газы. 2. Определите, атомы каких химических элементов имеют электронную конфигурацию: а) 2е' 8е“ Зе~; б) 2е“ 8е“ 8е" 2е". 1.3, 1.4, 1.5 250© О §8 @ 3. Распределение электронов в атоме фосфора по энергетическим уровням соответствует ряду чисел: а) 2, 5; 6)2,8, 1; в) 2, 8, 5; г) 2, 8, 8. @ 4. В атоме кальция число полностью заполненных энергетических уровней равно: а) 4; 6)3; в) 2; г)1. @ 5. Установите соответствие. Символ элемента Электронная схема атома A) В 1)2е-7е- Б)Р 2)2е-8е-7е- B) Мд 3)2е"3е‘ Г)С1 4)2е-8е-2е- СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА И ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА Все химические элементы объединены в единую систему, которая создана в 1869 г. русским химиком Д. И. Менделеевым на основе открытого им периодического закона* и названа в честь учёного Периодической системой химических элементов Д. И. Менделеева. Д. И. Менделеев (1834-1907) О ©26 О Вам уже известно, что в Периодической системе химических элементов можно найти относительную атомную массу элемента, по положению в системе определить заряд ядра атома, общее число электронов, движущихся вокруг ядра, и другие характеристики элемента. Для того чтобы предсказать (описать) свойства атомов химического элемента по его положению в Периодической системе, нужно рассмотреть её структуру (см, форзац в начале учебника). Каждый химический элемент представлен в таблице символом и занимает определённое месго (клетку), где приведены некоторые его характеристики: Периодический закон вы будете изучать в 9 классе. Атомный (порядковый) номер Число электронов на внешнем уровне Число электронов на ближайшем к ядру уровне Символ элемента Относительная атомная масса /I, -----Название элемента Периодическая система химических элементов состоит из семи периодов, десяти рядов и восьми групп. Период — это горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов; атомы элементов одного периода имеют одинаковое число занятых электронных слоёв. Номер периода (арабская цифра слева) показывает число занятых электронами энергетических уровней в атомах эле-.ментов, относящихся к данному периоду. В этом заключается физический смысл номера периода. Каждый период начинается элементом, атомы которого образуют активный метатл (Li, Na, К, Rb. Cs, Fr), и заканчивается элементом, атомы которого образуют благородный газ (Не, Ne, Аг, Кг, Хе, Rn). Исключение — первый период, который начинается водородом. Периоды подразделяют на малые и большие. Малые периоды (первый, второй и третий) состоят из одного горизонтального ряда. В первом периоде содержится 2 элемента (водород и гелий), во втором и третьем — по 8 элементов. Большие периоды (с четвёртого по седьмой) состоят из двух горизонтальных рядов. Четвёртый и пятый периоды содержат по 18 элементов, шестой — 32. а седьмой период не завершён. --------- Периоды --------- Период Номер периода Малые 1,2, 3-й Большие 4, 5, 6, 7-й (не завершён) 270-I О Группа Номер группы Главная подгруппа Группа — это вертикальный столбец элементов, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов*. Номер группы (римская цифра вверху) показывает число валентных электронов в атомах элементов, относящихся к данной группе. В этом заключается физический смысл номера группы. Так. атомы всех элементов VI группы имеют шесть валентных электронов. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной (А) и побочной (В). Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов. Своё начало главные подгруппы берут во втором периоде (исключение: главные подгруппы I и VIII групп). В Периодической системе восемь главных подгрупп. В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на внешнем энергетическом уровне. Например: 2е 6е 16 S 2е 8е 6е~ Побочная подгруппа Валентные электроны Побочная подгруппа содержит элементы только больших периодов. Своё начало побочные подгруппы берут в четвёртом периоде. Рассмотрим в качестве примера VII группу элементов (табл. 2). Структура V4I группы Периодической системы химических э.1ементов Таблица 2 Малые ' периоды ‘ Большие периоды' Период Группа элементов VII в(побочная) А (главная) 2 F 3 С1 4 Мп Вг 5 Тс 1 6 Re At Подгруппы * О валентных электронах вы узнаете при расс.мотрении понятия валентности и химической связи (§ 14). О 028 О и в курсе химии 8—9 классов рассматриваются элементы главных подгрупп, из элементов побочных подгрупп — только железо. 1. Выпишите символы элементов главной подгруппы I группы, являющихся элементами малых периодов. 2. Укажите число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов: а) фосфора; б) кальция; в) бора. 3. Напишите символ, название и атомный номер элемента, который находится: а) в третьем периоде и в главной подгруппе V группы; б) в четвёртом периоде и в побочной подгруппе II группы; в) в четвёртом периоде и в главной подгруппе II группы. 4. Атомы химических элементов имеют электронные конфигурации: а)2е"4е“; б) 2е~ 8е 8е" 1е~; в)2е'8е'7е‘. В каких периодах, группах и подгруппах находятся соответствующие элементы? 5. Изобразите схемы строения атомов углерода и кремния. Укажите сходства и различия в строении атомов этих химических элементов. 6. Изобразите схемы строения атомов натрия и магния. Укажите сходства и различия в строении атомов данных химических элементов. # 1.6. 1.7.1.8 §9 ПЕРИОДИЧЕСКОЕ ИЗМЕНЕНИЕ НЕКОТОРЫХ ХАРАКТЕРИСТИК И СВОЙСТВ АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Вы уже знаете, что атомы элементов обладают некоторыми характеристиками (масса и радиус; заряд ядра; число электронов, движущихся вокруг ядра; число валентных электронов; определённое строение электронной оболочки) и свойствами (способность отдавать или принимать электроны, т. е. металлические или неметаллические свойства). 29QO О Изменение характеристик и свойств атомов в малых периодах Рассмотрим, как изменяются перечисленные характеристики и свойства атомов химических элементов в малых периодах и главных подгруппах Периодической системы. МАЛЫЕ ПЕРИОДЫ Изменение свойств атомов рассмотрим на примере элементов второго периода. Во второ.м периоде с возрастанием положительного заряда ядра атома происходит последовательное увеличение числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, и числа валентных электронов. В то же время увеличение заряда ядра (от +3 в атоме лития до +10 в атоме неона) вызывает возрастание силы притяжения электронов к ядру. Вследствие этого атомы как бы сжимаются и радиусы атомов элементов в периоде уменьшаются (табл. 3). Таблица 3 Изменение радиусов атомов элементов второго периода Элемент, заряд ядра его атома 4Ве sB 6*^ yN еО ,oNe Радиус атома*, нм 0,159 0,104 0,078 0,062 0,052 0,045 0,040 0,035 Заряд ядер атомов увеличивается, радиус атомов уменьшается В результате возрастания заряда ядра и уменьшения радиуса атома прочность связи электронов внешнего уровня (валентных электронов) с ядром увеличивается, а способность атомов отдавать электроны (т. е. металлические свойства), ярко выраженная у атомов лития, постепенно ослабевает при переходе от лития к фтору. Фтор образует вещество, являющееся типичным неметаллом, атомы которого способны только присоединять электроны. Завершается второй период элементом, атомы которого образуют благородный газ — неон. В третьем периоде начинает заполняться электронами но- * Приведены теоретически рассчитанные расстояния от ядра атома до внешнего электронного слоя. О 030 о вый (третий) энергетический уровень, и электронные структуры атомов повторяются (см. Периодическую систему химических элементов). В связи с повторением электронных структур атомов характер изменения свойств атомов элементов в третьем периоде такой же, как и во втором. Например, атомы натрия, как и атомы лития, легко отдают электроны, а атомы хлора, как и атомы фтора, активно их присоединяют. Завершается третий период также элементом, атомы которого образуют благородный газ — аргон. Итак, изменения некоторых характеристик и свойств атомов элементов во втором и третьем периодах (отлития до аргона) носят периодический характер, т. е. повторяются через определённое число элементов (в переводе с греческого языка периодический — появляющийся через определённый интервал). Обобщим рассмотренные закономерности. В периодах слева направо: ♦ заряд ядер атомов увеличивается; ♦ число занятых электронами энергетических уровней в атомах не изменяется; ♦ число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов (валентных) увеличивается от I до 8; ♦ радиус атомов уменьшается; ♦ прочность связи электронов внешнего уровня (валентных) с ядром увеличивается; ♦ металлические свойства атомов элементов убывают; ♦ неметаллические свойства атомов элементов усиливаются. ♦ Начало каждого периода совпадает с началом заполнения нового электронного слоя. ♦ Каждый период начинается элементом, ато.мы которого образуют вещество — металл, а заканчивается элементом, атомы которого образуют вещество — благородный газ. ГЛАВНЫЕ ПОДГРУППЫ Изменение В главных подгруппах сверху вниз увеличивается число за- ^ пятых электронами энергетических уровней, поэтому возрас- в главных тают радиусы атомов. Число электронов на внешнем уровне подгруппах остаётся одинаковым (табл. 4). 310-0 о Фтор франций Некоторые характеристики атомов элементов главной подгруппы I группы Таблица 4 Период (число электронных слоёв) Элемент, заряд ядра его атома Радиус атома, нм Электронная схема атома 1 iH 0,050 1е" 2 3U 0,159 2е’ 1е" 3 iiNa 0,171 2е" 8е“ 1е” Вследствие этого прочность связи электронов внешнего уровня (валентных электронов) с ядром уменьшается, а способность атомов отдавать электроны увеличивается. Обобшим рассмотренные закономерности. В главных подгруппах сверху вниз; ♦ заряд ядер атомов возрастает; ♦ число занятых электронами энергетических уровней увеличивается; ♦ радиус ато.мов растёт; ♦ число электронов на внешнем уровне не изменяется, оно равно номеру группы; ♦ прочность связи электронов внешнего уровня с ядром уменьшается; ♦ металлические свойства атомов элементов усиливаются; ♦ неметаллические свойства атомов элементов ослабевают. Рассмотрев изменения свойств атомов элементов в двух направлениях, можно сделать выводы; ♦ фтор образует самый активный неметалл, так как его атомы имеют малый радиус (всего два занятых электронами уровня), и поэтому внешние семь электронов сильно притягиваются к ядру; ♦ франций образует самый активный металл, так как его атомы имеют большой радиус (семь занятых энергетических уровней) и на самом далёком от ядра энергетическом уровне находится всего один электрон, слабо связанный с ядром. OQ32 О 1. Расположите перечисленные химические элементы в порядке возрастания радиуса атомов: а) кремний, алюминий, фосфор; б) натрий, литий, калий. 2. Расположите перечисленные химические элементы в порядке возрастания металлических свойств атомов: а) бериллий, бор,литий; б) магний,кальций, бериллий. 3. Расположите перечисленные химические элементы в порядке возрастания неметаллических свойств атомов: а) селен, кислород, сера; б) хлор, фосфор, сера. 4. Изобразите электронные схемы атомов кремния и фосфора. Укажите, что общего в строении атомов данных химических элементов, атомы какого из элементов проявляют неметаллические свойства в большей степени. 5. Укажите химический элемент третьего периода, атомы которого имеют наиболее выраженные металлические свойства. 1.9. 1.10 §10 ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА НА ОСНОВЕ ЕГО ПОЛОЖЕНИЯ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ И СТРОЕНИЯ АТОМА На основе положения элемента в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и строения атома можно предсказать свойства атомов элемента и образованных им соединений*. План характеристики химических элементов 1. Символ и название химического элемента. 2. Положение элемента в Периодической системе химических элементов: а) ато.мный номер; б) номер периода и группы; в) главная или побочная подгруппа. Характеристика свойств соединений будет расс.мотрена позже. 33( Характеристика магния 3. Строение атома химического элемента; а) заряд ядра атома, число протонов и нейтронов; б) общее число электронов; в) число занятых электронами энергетических уровней; г) число электронов на внешнем уровне; д) схема строения электронной оболочки атома. 4. Свойства атомов элемента (металлические или неметаллические). Охарактеризуем в качестве при.мера химический элемент с атомным номером 12 (изотоп с массовым числом 24). Элемент № 12 — это магний, его символ — Mg. Магний — элемент третьего периода, главной подгруппы II группы. Атомный номер магния 12, следовательно, заряд ядра его ато.ма +12, в ядре атома находятся 12 протонов. Так как атом электронейтрален, то общее число электронов, движущихся вокруг ядра, тоже равно 12. Число нейтронов в ядре атома магния равно разности между массовым числом и числом протонов в ядре: 24 — 12= 12. Магний — элемент третьего периода, поэтому 12 электронов атома магния находятся на трёх энергетических уровнях: i2Mg 2е~ 8е~ 2е~. На внешнем уровне атома магния всего два электрона, следовательно, он обладает металлическими свойствами, т. е. способностью отдавать электроны. Охарактеризуйте по приведённому плану элементы с атомными номерами 10 (изотоп с массовым числом 20), 17 (изотоп с массовым числом 35) и 19 (изотоп с массовым числом 39), исходя из их положения в Периодической системе химических элементов и строения атомов. 1.11 Химическая связь. Строение веществ II §11 ХИМИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ. ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА ВЕЩЕСТВА Вам известно, что химический элемент обозначают соответствующим символом, который не только указывает на название элемента, но и имеет определённое количественное значение. Например, символ N обозначает: 1) химический элемент азот; 2) один атом азота. Состав же любого вещества выражают химической формулой, которую записывают символами химических элементов. Для составления химической формулы нужно знать качественный и количественный состав вещества. Качественный состав вещества показывает, из атомов каких элементов оно состоит. Количественный состав вещества показывает число атомов каждого элемента в его составе. Например, нам известно, что молекула азота состоит из двух атомов. Составим формулу этой .молекулы: запищем символ элемента N, а справа от символа и немного ниже его — цифру, которая показывает число атомов в молекуле: N2 (чи- Качественный состав вещества Количественный состав вещества 35 0 О О Индекс Химическая молекулярная формула щ тается «эн-два»). Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода, поэтому её химическая формула HjO (читается «аш-два-о»). Цифру, показывающую число атомов каждого элемента в молекуле вещества, называют индексом. Следовательно, химическая молекулярная формула — это условная запись качественного и количественного состава вещества посредством химических символов и индексов. Например, C^HijO^ — химическая формула глюкозы (виноградного сахара). Обратите внимание на отличие индекса от коэффициента. Напомним: коэффициент — это число, которое ставят перед формулой вещества (или перед символом химического элемента) для обозначения числа молекул или атомов. Если речь идёт об одной молекуле или одном атоме, то коэффициент не ставится. Например: Clj — одна молекула хлора, образована двумя атомами хлора; SClj — пять молекул хлора; COj — одна молекула углекислого газа, образована одним атомом углерода и двумя атомами кислорода; ЗСО2 — три молекулы углекислого газа. 5С1г Коэффициент Индекс ЗСОг Коэффициент Индекс ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА ВЕЩЕСТВА Если одной из характеристик элемента является его относительная атомная масса (А^), то вещество характеризуется относительной молекулярной массой (М^). О |36 Относительная молекулярная масса вещества (AfJ — это число, которое показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше ^ массы изотопа углерода-12, т. е. одной атомной единицы массы (а.е.м.) (М^ — так же, как и А^, — безразмерная величина): m [а.е.м.] т [кг| т[г] М, — , — ' 1 а.е.м. 1,66 ■ 10*2''кг 1,66-10 24г • где т — масса молекулы данного вещества. Например: лг[Н,01 2,99 10-25 г ^^<«20)=^^г(н.о)= 1,66.10-^4 На практике относительную молекулярную массу вычисляют по химической формуле вещества. Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы, с учётом их числа. Найдём относительную молекулярную массу азота Nj: M,(N2) =AДN) + AДN); = 14 + 14 = 28 или M,(N2) = 2-A,(N); M,(N,) = 2-14 = 28. Относительная молекулярная масса воды HjO равна сумме относительных атомных масс двух атомов водорода и одного атома кислорода: МДН^О) = АДН) +АДН) + АДО); МДИ^О) =1 + 1 + 16=18 или МДНзО) = 2 АДН) + А,(0); МДНзО) = 2 ■ I + 16 = 18. Атгоритм определения относительной молекулярной массы вещества 1. В Периодической системе найти символы химических элементов, входящих в состав молекул вещества, и выписать округлённые значения относительных атомных масс (АД. 2. Умножить эти значения на число атомов каждого элемента в молекуле (т. е. на индекс). 3. Сложить относительные массы всех элементов. Относительная молекулярная масса м. 370 О О Задача 1. Вычислите относительную молекулярную массу углекислого газа, химическая формула которого COj («ue-о-два»). Дано'. Молекула СО, Найти: М,{СО,) Решение Вычисление проводим по предложенному в § 11 плану. 1. В состав молекулы углекислого газа входят атомы углерода С и кислорода О. Запишем их относительные атомные массы: АДС)=12, АДО)=16. 2. В состав молекулы углекислого газа входят 2 атома кислорода О, поэтому относительную атомную массу кислорода нужно умножить на индекс, равный 2: 2-АДО) = 2- 16 = 32. 3. Складываем полученные значения относительных масс атомов углерода и кислорода: МДСОз) =АДС) + 2 АДО); МДСО,) = 12 + 2 • 16 = 44. Обычно все три пункта записывают кратко: МДС02)=АДС) + 2-АД0); МДСО;) = 12 + 2- 16 = 44. Ответ: МДСО^) = 44. 2.1,2.2, 2.3, 2.4. 2.5 1. Химическая формула уксусной кислоты СН3СООН. Атомы каких элементов входят в состав её молекулы? 2. Укажите число элементов и число атомов в составе питьевой соды NaHCOg. 3. По формулам опишите качественный и количественный состав веществ: a)NO; 6)NHg; в) SO3: г) НзЗ; д)С,2Н2гО,,. 4. Составьте химические формулы веществ, молекулы которых имеют следующий состав: а) атом фосфора и три атома хлора; б) атом серы и два атома кислорода; в) два атома азота и пять атомов кислорода. Напишите, как читаются эти формулы. О ©38 О 5. Химическая формула ацетона CgHgO. Укажите; а) из атомов каких элементов состоит ацетон; б) число атомов в составе его молекулы; в) относительную молекулярную массу ацетона. §12 ВЫЧИСЛЕНИЯ ПО ХИМИЧЕСКИМ ФОРМУЛАМ По химическим формулам можно проводить и другие расчёты. Вы познакомитесь только с некоторыми из них. ВЫЧИСЛЕНИЕ МАССОВОЙ ДОЛИ АТОМОВ ХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА Зная формулу вещества и относительные атомные .массы входящих в его состав элементов, можно определить массовую долю атомов каждого элемента, т. е. установить, какую долю от общей массы вещества составляет масса атомов этого элемента. Следовательно, задача заключается в нахождении части от числа. Массовая доля атомов элемента в данном веществе (и;(\)) — это отношение относительной атомной массы этого элемента, умноженной на число его атомов в молекуле (индекс), к относительной молекулярной массе вещества: (1) где w{X) — массовая доля элемента X в долях единицы; АДХ) — относительная атомная масса элемента X; v — число атомов элемента X в молекуле вещества (индекс); М, — относительная молекулярная масса вещества. Массовую долю .можно выражать и в процентах: (2) Массовая доля атомов элемента 3900 О Задача 1. Определите массовые доли (%) углерода и кислорода в углекислом газе СО,. Дано: Молекула COj Найти: и>(С) в % w{0) в % Решение I. Находим относительную молекулярную массу углекислого газа: М,(С02)=А,(С) + 2-Д(0); МДС02) = 12 + 2- 16 = 44. Затем вычисления проводим по формуле (2), так как по условию задачи требуется массовые доли выразить в процентах. 2. Рассчитываем массовую долю углерода: АХО 12 = 7777^ • 100%; ш{С) = ^- • 100% = 27,27%. 3. Рассчитываем массовую долю кислорода: А,(0)-2 16-2 w(0)= 100%; ц;(0) = -^-100% = 72,73%. Ответ: w(C) = 27,27%, w(0) = 72,73%. \ll ВЫЧИСЛЕНИЕ МАССОВЫХ ОТНОШЕНИЙ МЕЖДУ ХИМИЧЕСКИМИ ЭЛЕМЕНТАМИ В ДАННОМ ВЕЩЕСТВЕ Массовые отношения между элементами вычисляют для характеристики химического состава вещества. Задача 2. Вычислите массовые отношения между элементами в сероводороде HjS. Дано: Молекула HjS Найти: /тг(2Н) : m(S) Решение 1. Так как массы атомов пропорциональны относительным атомным массам (см. § 2), то для сероводорода HjS с учётом индексов можем записать: т(2Н): m(S) = 2АДН): АД5); /п(2Н): m{S) = (2 ■ 1): 32. 040 2. Записанные числа, если это возможно, сокращаем: т(2Н): m(S) =1:16. Первое и второе действия можно объединить: /п(2Н): m(S) = (2 • 1):32 = 1 : 16. Ответ: в молекуле сероводорода на 1 массовую часть водорода приходится 16 массовых частей серы. 1. Химическая формула газа сероводорода, которым пахнут тухлые яйца, НгЗ. Определите массовые доли (%) водорода и серы в сероводороде. 2. Определите, в каком веществе больше массовая доля кислорода: а) в угарном газе СО или «веселящем газе» NgO; б) в углекислом газе СО2 или сернистом газе SOg. 3. Основной частью природного газа является метан СН4. Вычислите массовые отношения между элементами в метане. §13 ПРОСТЫЕ И СЛОЖНЫЕ ВЕЩЕСТВА По составу вещества подразделяют на простые и сложные. Простые вещества — это вещества, которые образованы атомами одного химического элемента. Водород, кислород, аргон, бром, магний, золото, медь, сера, алмаз — всё это простые вещества (рис. 3). Наименьшие частицы простого вещества могут представлять собой один атом (молекулы инертных газов, например неона Ne, гелия Не, одноатомные), содержать два атома (двухатомные молекулы водорода Н2, кислорода Oj) и больще двух атомов (озон О3, фосфор Р4). Простое вещество 41 ф о О Магний Mg Золото Au Фторид кальция CaFj Сахар СиН^^Оц Сложное вещество С Оксид магния MgO Хлорид натрия NaCI Бром Brj Рис. 3. Простые и сложные вешестна Названия простых веществ обычно совпадают с названиями химических элементов, атомами которых они образованы. Так, слово «кислород» может означать как химический элемент, так и простое вещество, поэтому нужно уметь их различать. Понятия «простое вещество» и «химический элемент» существенно различаются. Любое простое вещество характеризуется определёнными физическими свойствами — агрегатным состоянием (твёрдое, жидкое, газообразное), цветом, плотностью, температурой плаазения, кипения и т. д. Этими и другими признаками простые вещества отличаются друг от друга. Говоря же о химическом элементе, подразумевают вид атомов с определёнными характеристиками, и в первую очередь зарядом ядра атома. Например: gO — элемент кислород, — простое вещество кислород. Когда говорят о том, что кислород — бесцветный газ, кислородом мы дыщим, то имеют в виду простое вещество, а когда говорят о том, что в состав воды HjO входит кислород, то имеют в виду химический элемент. Сложные вещества, или химические соединения, — это вещества, которые образованы атомами разных элементов, связанными между собой. НгО Атомы элемента водорода Атомы элемента кислорода Вода Н2О, сахар С|2Н220ц, хлороводород НС1, фторид кальция Сар2, поваренная соль NaCl — сложные вещества (рис. 3). О @42 О ф ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПРИНАДЛЕЖНОСТИ ВЕЩЕСТВ К ПРОСТЫМ ИЛИ СЛОЖНЫМ ПО ИХ ФОРМУЛАМ Ознакомьтесь с внешним видом выданных вам веществ. Прочитайте на этикетках банок названия вешеств, обратите внимание на их формулы. Распределите вещества на две группы: простые и сложные. Поставьте банки с веществами этих двух групп в отдельные два ряда. Лабораторный опыт 1 1. Чем различаются: а) простые и сложные вещества; б) понятия «химический элемент» и «простое вещество»? 2. Что является мельчайшей частицей водорода: а) как химического элемента; б) как простого вещества? @3. В предложении «...железо — составная часть гемоглобина крови, благодаря которому осуществляется процесс дыхания» пропущены слова: а) простое вещество; в) сложное вещество; б) химический элемент; г) чистое вещество. 4. Выпишите сначала названия и формулы простых, а затем сложных веществ из следующего перечня: медь Си, серная кислота H2SO4, серебро Ад, бром Вгг, негашёная известь СаО, аргон Аг, известняк CaCOj, озон О3, уксусная кислота СН3СООН. ' Для одного из сложных веществ опишите качественный и количественный состав, вычислите его относительную молекулярную массу, определите массовые доли (%) элементов. §14 КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ ПОНЯТИЕ О ВАЛЕНТНОСТИ И ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ Вам известно, что одна из задач химии — изучение состава и строения вешеств. При обычных условиях только молекулы благородных газов находятся в одноатомном состоянии, т. е. состоят из отдельных атомов. Большинство же веществ построены из молекул, которые состоят из 2, 3, 4 и большего 43 Химическая связь Валентность Валентные электроны Неспаренные электроны числа атомов. Из этого следует, что атомы благородных газов, .в отличие от атомов остальных элементов, не соединяются друг с другом. Возникает вопрос: в чём же причина одноатом-ности молекул благородных газов? Вы знаете, что атомы благородных газов имеют завершённый (восьмиэлектронный, а атом гелия — двухэлектронный) внешний энергетический уровень. Он является наиболее устойчивым (стабильным). Это и есть причина одноатомности молекул благородных газов. Атомы других элементов стремятся приобрести электронную конфигурацию ближайшего благородного газа, т. е. перейти в наиболее устойчивое состояние. Такое стабильное состояние атомы приобретают, взаимодействуя между собой, в результате между ними возникает химическая связь. Химическая связь — это силы взаимодействия, которые соединяют отдельные атомы в молекулы, ионы, кристаллы. Способность атома элемента образовывать химические связи с другими атомами называют валентностью. Значение валентности атома определяется числом химических связей, которые данный атом образует с другими ато-ма.ми. В образовании химической связи принимают участие только ватентные электроны атома. Таким образом, валентные электроны — это электроны, которые могут принимать участие в образовании химической связи. Вам известно, что в атомах элементов главных подгрупп валентными являются электроны внешнего энергетического уровня. При этом валентные электроны завершённого энергетического уровня располагаются парами {спаренные электроны), а незавершённого — и парами, и по одному (неспаренные электроны). В образовании химической связи принимают участие не все валентные электроны атома, а только неспаренные. В атомах элементов главной подгруппы VII группы один неспаренный электрон, а в ато.мах элементов главной подгруппы VI группы — два и т. д. Число неспаренных валентных электронов в атомах элементов главных подгрупп IV—VII 0 044 О групп показано в табл. 5, где знак Э обозначает символ элемента. а BajTCHTHbie электроны для наглядности обозначены точками вокруг него. Таблица 5 Число неспаренных электронов в атомах элементов главных подгрупп IV—VII групп Группа IV V VI VII Число валентных электронов 4 5 6 7 Валентные электроны •Э: •Э: Число неспаренных электронов 4 3 2 1 Число неспаренных электронов в атомах элементов глав-ньгх подгрупп IV—VII групп можно определить и по формуле*: Число неспаренных электронов = = 8 — номер группы Например, сера — это элемент главной подгруппы VI группы. Её атомы имеют по шесть электронов на внешнем уровне. Число неспаренных электронов равно 2 (8 — 6). В зависимости от способа образования завершённого энергетического уровня атома различают два вида химической связи — ковалентную и ионную. С другими видами химической связи (металлическая, водородная) вы познако.ми-тесь позже. ОБРАЗОВАНИЕ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ Теория ковалентной связи разработана в 1916 г. американским учёным Г. Льюисом. Согласно теории ковалентной связи, атомы приобретают устойчивую электронную конфигурацию путём образования одной или нескольких общих для взаимодействующих ато- * При определённых условиях число неспаренных электронов в атомах элементов V, VI и VII групп может быть и другим (исключение — атомы азота, кислорода и фтора). Об этом вы узнаете в старших классах. 45, MOB электронных пар. В образовании электронной пары принимают участие оба атома, каждый предоставляет по одному неспаренному электрону*. При этом каждый атом приобретает завершённый энергетический уровень. В обшем виде механизм образования ковалентной связи можно представить схемой, на которой образующуюся общую электронную пару указывают двумя точками между символами элементов: А- + В- А:В Ковалентная связь Неспаренные электроны Общая пара электронов В результате между ядрами образуется сгущение отрицательного заряда, которое притягивает к себе ядра атомов и уменьшает силы их взаимного отталкивания. Ковалентная связь — это химическая связь между атомами, осуществляемая с помощью общих электронных пар. 1. Число неспаренных электронов в атоме фосфора равно: а) 5; 6)3; в) 1; г) 7. 2. Составьте схему строения атома кислорода. Подчеркните валентные электроны. Обозначьте их точками вокруг символа атома. Сколько электронов атома кислорода могут участвовать в образовании связей с атомами водорода? 3. Опишите качественный и количественный состав каустической соды NaOH, вычислите её относительную молекулярную массу и массовые доли (%) элементов. 2.8 §15 Образование молекулы хлора ОБРАЗОВАНИЕ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ НА ПРИМЕРЕ НЕКОТОРЫХ МОЛЕКУЛ Образование молекулы хлора. Атомы хлора — элемента главной подгруппы VII группы — и.меют на внешнем уровне * Возможен иной механизм образования ковалентной связи — донорно-акце пторн ы й. О Q46 О семь валентных электронов: 17CI 2е~ 8е~ 7е~ (выделены валентные электроны). Из них шесть электронов образуют три электронные пары и только один электрон находится в неспаренном состоянии (см. табл. 5 на с. 45). Число неспаренных электронов можно подсчитать и по формуле: 8 — 7 = 1. Для завершения внешнего электронного слоя каждому атому не хватает одного электрона. Поэтому при сближении двух атомов хлора каждый из них предоставляет по одному неспаренному электрону на образование одной обшей электронной пары, т. е. образуется ковазентная связь (рис. 4). Атом Атом Молекула :С1- + -Cl: — :Cl(: IC1: \ / •• Пара Неспаренные электронов электроны 1 Одна обшая пара электронов Неподелённая пара электронов Рис. 4. Схема образования молекулы хлора С1, За счёт образования ковалентной связи каждый атом в молекуле хлора CI2 приобретает устойчивый, завершённый восьмиэлектронный внешний слой (конфигурацию атома следующего за ним в Периодической системе благородного газа аргона: 2е~ 8е~ 8е“). Из этих 8 электронов 6, т. е. 3 неподелённые пары, принадлежат только этому атому, а остальные 2 электрона у него обшие со вторым атомом. Обозначая валентные электроны точками, составляют электронную формулу молекулы хлора: •• А •• :С1 : С1: Электронная формула молекулы состоит из символов элементов, вокруг которых точками обозначены валентные электроны (т. е. электроны внешнего уровня), а между ними — связывающие электронные пары. Если в электронной формуле общую электронную пару заменить чёрточкой, то получится структурная формула молекулы. Электронная формула молекулы 47, Структурная формула Одинарная связь Образование молекулы азота Структурная формула молекулы хлора: С1-С1 Структурная формула — это формула молекулы, в которой каждая общая электронная пара изображается чёрточкой. Электронная и структурная формулы показывают порядок соединения атомов в молекуле и число связей между атомами. Связь в молекуле хлора является примером одинарной связи, а атом хлора — примером одноватентного атома. Одинарная связь — это ковалентная связь, которая образована одной общей электронной парой. Коватентные связи могут быть также двойными, тройными, что определяется число.м электронов, недостающих до завершения внешнего энергетического уровня атома. Образование молекулы азота. Азот находится в главной подгруппе V группы. На внешнем энергетическом уровне его атома пять вапентных электронов: 2е~ 5е~, из них два электрона образуют одну пару, а три электрона находятся в неспаренно.м состоянии. До устойчивой электронной конфигурации каждому атому не хватает трёх электронов. Поэтому при сближении двух атомов азота каждый из них предоставляет по три неспаренных электрона на образование трёх об-ших электронных пар (рис. 5). Электронная формула молекулы Структурная формула молекулы :N- + -N: :N •: N: N=N Три обшие электронные пары Тройная связь Рис. 5. Схема образования молекулы азота Nj В результате образования трёх обших электронных пар каждый атом в молекуле азота приобретает устойчивый завершённый слой 2е~ Se~ (конфигурацию атома следуюшего за ним благородного газа неона); значит, атом азота трёхвалентен. О ф48 О Образование молеку.чы хлороводорола. Атом водорода имеет один неспаренный электрон: ,Н 1е~. До завершения единственного уровня ему не хватает ешё одного электрона. И атому хлора недостаёт одного электрона до завершения внешнего слоя. При сближении атома водорода с атомом хлора каждый из них предоставляет по одному электрону на образование одной обшей электронной пары. В результате у атома водорода появляется завершённый двухэлектронный слой, а у атома хлора — завершённый восьмиэлектронный слой (рис. 6). Образование хлороводорода Н- + -С1: Н : , С1: У ' .. Одна общая электронная пара Рис. 6. Схема образования молекулы хлороводорода НС1 Атомы водорода и хлора в молекуле хлороводорода одновалентны (Н—С1). Итак, вы узнали, что состав вешества выражают в виде химических формул: молекулярных, электронных и структурных (графических). В табл. 6 приведены соответствуюшие формулы водорода, аммиака и метана. Таблица 6 Формулы некоторых веществ ] Вещества Формулы молекулярные электронные структурные 1 Водород Нг Н : Н н-н 1 Аммиак МНз H:N:H Н H-N-H 1 Н Н н Метан СН^ Н:С:Н н-с-н Н н 1. Составьте схемы образования химической связи между атомами в молекулах: а) фтора Fji б) фтороводорода HF; в) сероводорода HgS. 49 Г §16 Составьте электронные и структурные формулы этих молекул. Укажите вид химической связи и валентность атома каждого элемента. 2. Определите массовые доли (%) водорода и фтора во фтороводороде. Электро- отрицательность КОВАЛЕНТНЫЕ ПОЛЯРНАЯ И НЕПОЛЯРНАЯ СВЯЗИ. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ АТОМА При рассмотрении механизма образования ковалентной связи вы, по-видимому, обратили внимание на то, что она может образовываться как между атомами одного элемента (Clj, N,), так и между атомами разных элементов (НС1). Если .молекула образована атомами одного элемента, то общая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам. Такую ковалентную связь называют неполярной. Если же молекула состоит из атомов различных элементов, то общая электронная пара обычно смещена в сторону одного из них, а именно в сторону того атома, который обладает более выраженными неметаллическими свойствами. Например, в молекуле НС1 общая электронная пара с.мещена к атому хлора: Н : С1: Такую ковалентную связь называют полярной. Цля качественной характеристики полярности связи ввели понятие электроотрицательности атомов элемента (ЭО). Электроотрицательность — это способность атомов элемента притягивать к себе электроны, связывающие их с другими атомами. Электроотрицательность — это условная, безразмерная характеристика именно атома элемента. Численные значения О 050 О относительной ЭО атомов химических элементов приведены в Периодической системе элементов. В периодах электроотрицательность атомов элементов возрастает с увеличением заряда ядра атомов (т. е. слева направо), а в главных подгруппах — снизу вверх. Чем сильнее атомы притягивают электроны, тем больше значение ЭО. Наибольшую электроотрицательность имеют атомы фтора (4,0), а наименьшую — атомы цезия, франция (0,86). Электроотрицательность атомов металлов обычно меньше 1,8—2,0, а атомов неметаллов — больше 1,8-2,0. Обшие электронные пары смешаются в сторону более электроотрицательного атома, и чем больше разность значений ЭО (ДЭО) связанных атомов, тем больше полярность связи. Например, полярность связи в .молекуле фтороводорода HF больше, чем в молекуле хлороводорода НС1, так как фтор электроотрицательнее хлора; Н : 'а: ЭО(Н) = 2,1 ЭО(Р) = 4,0 ЭО(Н) = 2,1 ЭО(С1) = 2,83 ДЭО = 4,0-2,1 = 1,9 ДЭО = 2,83-2,1 =0,73 В формулах соединений химический символ менее электроотрицательного элемента пишется, как правило, на первом месте. Итак, ковалентная неполярная связь — это связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью; при образовании неполярной связи общие электронные пары в равной степени принадлежат обоим атомам. Ковалентная полярная связь — это связь между атомами, которые незначительно различаются по электроотрицательности; при образовании полярной связи общие электронные пары смещаются в сторону атома более электроотрицательного элемента. В заключение рассмотрим алгоритм (последовательность действий) составления схемы образования ковалентной связи на примере связи между атомами водорода и серы в молекуле сероводорода H2S. Ковалентная неполярная связь Ковалентная полярная связь Составление схемы образования ковалентной свози 51 Алгоритм составления схемы образования ковалентной связи 1. Составить электронные схемы атомов водорода (элемент главной подгруппы I группы, первого периода) и серы (элемент главной подгруппы VI группы, третьего периода), подчеркнуть валентные электроны и указать ЭО атомов: i^S 2е~ 8е~ ,Н 1е~ ЭО(5) = 2,6 ЭО(Н) = 2,1 2. Валентные электроны каждого атома обозначить точками вокруг символа элемента. В атоме серы два электрона находятся в неспаренном состоянии (8 — 6 = 2): S' Н- До завершения внешнего электронного слоя атому серы не хватает двух электронов, поэтому при образовании молекулы HjS возникают две пары общих электронов. 3. Показать взаимодействие атомов, составить электронную и структурную формулы образовавшейся молекулы: H + S + H- Электронная формула молекулы Структурная формула молекулы сероводорода: Н—S—Н. 4. Указать вид связи между атомами. Связь Н—S ковалентная полярная, общие электронные пары смешены в сторону атома серы, потому что он более электроотрицателен: Н Н 2.9,2.10 1. Расположите перечисленые элементы в порядке возрастания электроотрицательности атомов: а) алюминий, кремний, натрий; б) магний, бериллий,кальций. 2. Составьте схемы образования химических связей в молекулах Н2 и NH3. Укажите вид химической связи и валентность атома каждого элемента. ® @52 ® 3. Из перечня выпишите формулы веществ с ковалентной неполярной связью: HgO, Hj, HjS, HCI, CIg. Напишите их электронные и структурные формулы. 4. Напишите электронные и структурные формулы молекул OFj и Н2О. В какой молекуле химическая связь является наиболее полярной и в сторону какого атома смещается общая электронная пара? 5. Опишите качественный и количественный состав аммиака NH3, вычислите его относительную молекулярную массу и массовую долю (%) водорода в аммиаке. §17 ВЕЩЕСТВА МОЛЕКУЛЯРНОГО СТРОЕНИЯ. ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА Закон постоянства состава открыт французским учёным Ж. Л. Прустом в 1799-1806 гг. В зависимости от природы частиц (молекулы, атомы и др.), из которых построено вещество, различают вещества молекулярного и немолекулярного строения. В этом параграфе мы рассмотрим вещества молекулярного строения. Вещества, в молекулах которых атомы связаны между собой ковалентными связями, обладают молекулярным строением. Именно молекулы являются носителями химических свойств этих веществ. Молекулы имеют определённый качественный и количественный состав, поэтому чистые вещества молекулярного строения подчиняются закону постоянства состава: качественный и количественный состав соединений молекулярного строения является постоянным независимо от способа получения. ir* к. и ж. л. Пруст (1754-1826) 53 ( Кристаллические вещества Молекулярная кристаллическая решётка Это один из основных законов химии. Например, чистая вода состоит из водорода и кислорода (качественный состав), причём в молекуле воды на 1 атом кислорода всегда приходится 2 атома водорода (количественный состав). Молекулы воды независимо от способа получения и местонахождения (речная, дождевая, ключевая, морская вода) всегда имеют приведённый выше состав. При обычных условиях вещества молекулярного строения могут находиться в твёрдом (иод Ij, сахар CijHjjOn), жидком (вода HjO. спирт CjHjOH) или газообразном (хлор Clj, метан СН4) состояниях. Вам известно, что одно и то же вещество при разной температуре .может существовать в трёх агрегатных состояниях: газообразном, жидком и твёрдом. Напри.мер, вода при обычных условиях представляет собой жидкость, при температуре выше 100 °С — газ (пар), а при температуре 0 °С затвердевает, превращаясь в лёд. В любо.м агрегатном состоянии в веществах молекулярного строения сохраняются молекулы. Так, вода и в твёрдом виде (лёд), и в жидком, и в виде пара состоит из молеку'л HjO. Твёрдые вещества, как правило, находятся в кристадличе-ско.м состоянии. В кристаллических веществах частицы, образующие кристатл, находятся в строго определённых точках пространства. При соединении этих точек пересекающимися прямыми линия.ми образуется пространственный каркас, который называют кристаллической решёткой. Точки, в которых размешены частицы кристалла, называют узлами решётки. В зависимости от вида частиц, расположенных в узлах кристаллической решётки, и от характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решёток: молекулярные, ионные, атомные и металлические*. Молекулярными называют кристаллические решётки, в узлах которых расположены полярные (HjO, HCI) или неполярные (О2,12) молекулы, связанные между собой более слабыми межмолекулярными силами, чем ковалентные связи между атомами внутри молекулы (рис. 7). * Ионные, атомные и металлические решётки будут рассмотрены позже. 0-054 О 0> о ^ 0> ^ г aj ^-Cb Рис. 7. Молекулярные кристагпические решётки: а — иода: б — углекислого газа Поэтому СВЯЗИ .между молекулами в кристалле легко разрываются и вещества с молекулярной решёткой имеют малую твёрдость, низкие температуры плааления и кипения, высокую летучесть. Так, лёд уже при температуре выше О °С тает — переходит в жидкое состояние, его кристаллическая структура разрушается. Твёрдый углекислый газ COj («сухой лёд») при обычной температуре не плавится, а переходит в газ — возгоняется. Молекулярную кристаллическую решётку имеют практически все органические вещества в твёрдом состоянии (глюкоза, сахар, парафин, лимонная кислота, спирт, эфир и т. д.). Общее число неорганических веществ с молекулярной решёткой невелико. В Периодической системе элементы, образующие простые вещества с молекулярной решёткой, располагаются в конце малых и больших периодов (табл. 7). Из сложных веществ это, например, хлороводород НО, сероводород HjS, аммиак NHj, углекислый газ СО2 и др. Таблица 7 Простые вещества, имеющие молекулярную решётку Период Группа VA VIA VII А VIII А 1 (Нг) Не 2 N2 О2 Р2 Ne 3 Рд ^8 CI2 Аг 4 Brg Кг 5 ^2 Хе 55 О §18 @1. Вещества, состав которых не зависит от способа их получения, перечислены в ряду: а) хлорид калия KCI, аммиак NH3, уксусная кислота СН3СООН: б) углекислый газ COg, этиловый спирт С2Н5ОН, вода HjO; в) оксид кальция СаО, сероводород HjS, нитрат калия KNO3; г) сернистый газ SOj, фторид алюминия AIF3, хлороводород HCI. 2. Выпишите названия и формулы веществ с молекулярной кристаллической решёткой из следующего перечня: медь Си, кислород О2, поваренная соль NaCI, кремний Si, сера Sg, аргон Аг, водород Н2, сернистый газ SO2, хлороводород HCI. 3. Определите массовые доли (%) серы и кислорода в сернистом газе SOj. @ 4. Массовая доля водорода наибольшая в веществе состава: a)HF; б) HCI; в) НВг; г) HI. Ион ИОННАЯ СВЯЗЬ Теорию ионной связи разработал в 1916 г. немецкий учёный В. Коссель. Согласно теории ионной связи, атомы приобретают электронную конфигурацию атома благородного газа двумя путями: 1) отдачей электронов с внешнего уровня. Атом при этом приобретает электронную конфигурацию атома стоящего перед ним благородного газа; 2) принятием электронов на внешний уровень. В результате атом приобретает электронную конфигурацию атома стоящего за ним благородного газа. Вы знаете, что способностью отдавать электроны обладают ато.мы металлов (атому металла легче отдать 1, 2, 3 электрона, чем присоединить 7, 6, 5), а принимать — атомы неметаллов (атому неметалла легче присоединить 1,2, 3 электрона, чем отдать 7, 6, 5). Теряя или приобретая электроны, атомы превращаются в заряженные частицы, так как после этого число электронов уже не равно заряду ядра атома. Заряженные частицы, в которые превращаются нейтральные атомы в результате отдачи или присоединения электронов, называют ионами. 0056 О Атомы металлов, отдавая электроны внешнего слоя, превращаются в положительно заряженные ионы, заряд которых численно равен количеству отданных электронов. Например: ,Na 1е Se \е —е .Na”^ 2е 8е Положительно заряженные ионы \\р - е~ Атом натрия число протонов числу электронов \1р Ион натрия число ^ числа протонов электронов Из примера следует, что атом натрия, отдавая один электрон внешнего слоя, приобретает электронную структуру атома благородного газа неона (igNe 2е~ 8е“) и превращается в ион натрия: nNa“ 2е~ 8е“. Но ион натрия, имея одинаковую с атомом неона электронную структуру, отличается от последнего тем, что имеет положительный заряд, тогда как атом неона электронейтрален. Атомы неметаллов, прини.мая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы, заряд которых численно равен количеству принятых электронов. Например: рС! 2е Se 1е + е 17СГ 2е 8е ^ Отрицательно заряженные ионы 17р + е~ Мр Атом хлора число протонов числу электронов Ион хлора число ^ протонов числа электронов Пример показывает, что атом хлора, присоединяя недостающий до завершения внешнего уровня электрон, приобрёл электронную конфигурацию атома благородного газа аргона (,хАг 2е~ 8е~ 8е“) и превратился в ион хлора: ,7С1~ 2е~ 8е~ 8е~. 5700 О Однако ионы хлора отличаются от нейтральных атомов аргона зарядом, в данном случае — отрицательным. Образовавшиеся положительные ионы натрия и отрицательные ионы хлора взаимно притягиваются* и образуют соединение (сложное вещество) — хлорид натрия NaCl (поваренную соль). Несмотря на то что соединение NaCl состоит из разноимённо заряженных ионов, в целом оно электроней-тратьно, так как на один положительный ион натрия приходится один отрицательный ион хлора. Общую схему образования х^торида натрия из атомов натрия и хлора кратко можно изобразить так: Г" Na + С1 -Ато.м Атом Na^ Ион или — е — т Na + Cl + cr Ион NaXr * Na^Cl-Ионное соединение Ионная связь Ионные соединения Химическую связь между ионами, осуществляемую электростатическим притяжением, называют ионной. Соединения, которые состоят из ионов, называют ионными соединениями. Заряд ионов указывают вверху справа около его формулы арабской цифрой, за которой ставят знак «+» или «—». При этом цифру 1 опускают. Из вышеизложенного следует: ♦ ионная связь образуется между атомами типичных металлов и атомами типичных не.металлов, т. е. между атомами, которые резко различаются по электроотрицательности; ♦ при взаимодействии металлов с неметаллами атомы ме-тазлов отдают электроны, образуя положительно заряженные ионы, а атомы неметатлов принимают эти электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы; ♦ разноимённо заряженные ионы соединяются и образуют ионное соединение. * Из курса природоведения вы знаете, что одноимённые заряды отталкиваются, а разноимённые — притягиваются. О ^58 О Резкой границы между ионной и кова.1ентной связями не существует. Современная теория химической связи объясняет образование ионной связи из коватентной как результат практически полного смешения обшей электронной пары к атому с очень высокой электроотрииательностью: Na- + -Cl: Na' :С1: В заключение рассмотрим, как составить схему образования ионной связи на примере связи между атомами калия и азота. А.1горитм составления схемы образования ионной связи 1. Составить электронные схемы атомов калия (элемент главной подгруппы I группы, четвёртого периода) и азота (элемент главной подгруппы V группы, второго периода), подчеркнуть валентные электроны: [9К 2е~ 8е“ 8е“ 1е“ 2е 5е' 2. Составить схемы образования ионов. Калий — металл, его атому легче отдать один внешний электрон, чем принять недостаюшие семь: „К 2е'8е” 8е” - е' — 2е“ 8е" ^'(атом ,;(Аг2е'8е'^') Атом калия Ион калия число числу число ^ числа протонов электронов протонов > электронов Азот — это неметалл, его атому легче принять три электрона, которых не хватает до завершения внешнего уровня, чем отдать пять электронов с внешнего уровня: 7N 2е 5е + Зе - Атом азота число _ числу протонов ~ электронов 7N- 2е~ 8е" (атом [()Ne 2е ^‘) Ион азота число протонов < числа электронов 3. Составить схему образования ионного соединения. Положительные ионы калия и отрицательные ионы азота соединяются так, чтобы полученное соединение было электроней- Составление схемы образования ионной связи 5900 О 2.11 §19 тратьным. На один отрицательный ион азота приходится три положительных иона калия: ЗК^ + Все рассмотренные выше действия можно объединить единой схемой: ЗК + N - ЗК" + N^“ - k;n’- Атомы Атом Ионы Ион Ионное 1— Зе соединение или з'к + N - KjN^- 1. Составьте схему образования ионной связи при взаимодействии атомов: а) кальция и хлора; б) магния и кислорода; в) натрия и серы. 2. Выпишите из предложенного ряда формулы ионных соединений: СН4, CaClg, О2, KF, NH3. Mg. О 3. Установите соответствие. Формула частицы Электронная схема A) Мд2" 1)2е- Б)рз- 2)2е-8е- B) К 3)2е~8е8е- Г)1Г 4)2е"8е-8е-1е- @4. Установите соответствие. Формула вещества Вид химической связи A) KCI 1) ковалентная полярная Б)SO2 2)ионная B) Н2О 3) ковалентная неполярная Г) F2 5. Определите массовую долю хлора в его соединении с алюминием AICU. ВЕЩЕСТВА НЕМОЛЕКУЛЯРНОГО СТРОЕНИЯ Все вещества с ионной связью не обладают молекулярным строением. Они образованы не молекулами, а положительно и отрицательно заряженными ионами, которые явля- |60 ются носителями химических свойств таких веществ. Состав ионных соединений не всегда постоянен и часто зависит от условий их получения, поэтому к ним неприменим закон постоянства состава. При обычных условиях вещества немолекулярного строения (с ионной связью), в отличие от молекулярных веществ, находятся только в твёрдом состоянии и образуют ионные кристаллические решётки. На схеме 1 (с. 62) приведена сравнительная характеристика веществ молекулярного и немолекулярного строения. Ионными называют кристаллические решётки, в узлах которых находятся, чередуясь, положительно и отрицательно заряженные ионы, связанные электростатическими силами притяжения (ионной связью) (рис. 8). Ионы, составляющие решётку, могут быть как простыми (СГ, Вг“, Na^), так и сложными (ОН“, N0^, С01~). Из ионного кристалла невозможно выделить отдельные молекулы. Поэтому при.менение к ионным соединениям понятий «молекула» и «относительная молекулярная масса» является условным: ими пользуются, чтобы показать состав и количественное соотношение положительных и отрицательных ионов в соединении. Например, формула NaCl означает, что число ионов Na^ в любом идеальном кристалле хлорида натрия равно числу ионов С1“. Из рис. 8 видно, что в кристалле хлорида натрия каждый ион Na” окружён шестью ионами СГ, а каждый ион СГ — шестью ионами Na"^. Связи между ионами в кристалле прочны, поэтому вещества с ионной решёткой обладают высокой твёрдостью и прочностью, термостойкостью, они тугоплавки и нелетучи. Ионная кристаллическая решётка о о 9 О Na* вег о ^ ООО о Mg-^ о о-^ а б Рис. 8. Ионные кристаллические решётки: а — хлорида натрия NaCl; б — оксида магния MgO 61 Схема 1 О ф62 О 1. Выпишите из предложенного ряда отдельно формулы веществ молекулярного и немолекулярного строения: О2, MgFg, H2S, Н2О, СаО, AIF3. 2. Составьте схемы образования химической связи между атомами в соединениях: а) воде HjO; б) оксиде кальция СаО. @ 3. Иону К* соответствует электронная схема: а) 2е"8е"7е~: в)2е"8е‘8е 1е"; б) 2е‘8е"8е'; г)2е 8е‘3е". @ 4. «Вещества твёрдые, с низкой температурой плавления и кипения, летучие» — это характеристика пары веществ: а) иода и льда; б) оксида кальция СаО и оксида углерода(1\/) СО2; в) хлороводорода и хлорида натрия; г) сероводорода FI2S и сульфида калия KjS. СЙ 5. Закону постоянства состава подчиняются все вещества ряда: а) хлороводород FICI, сероводород H2S, сернистый газ SO2; б) водород Hj, оксид магния МдО, этан С2Нд; в) аммиак NH3, хлорид кальция CaClj, озон О3: г) фторид алюминия AIF3, сульфид калия KjS, оксид натрия МагО. 2.12 §20 СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ПОНЯТИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ Из механизма образования химической связи следует, что связи разных видов отличаются местоположением обшей электронной пары между атомами и что валентность атома элемента (обозначим её буквой В) определяется числом связей, которыми данный атом соединён с другими атомами. Рассмотрим несколько примеров и сделаем некоторые выводы: Н : Н Н : С1: Na : c'l: Н-Н Н-С1 Na-Cl В(Н) = 1 В(Н)= 1 B(Na) = 1 В(С1)= 1 В(С1) = 1 63 О 1. Во всех соединениях независимо от полярности образовавшихся связей валентность атомов Н, С1, Na равна I, следовательно, валентность не имеет знака. 2. В молекуле водорода обшая электронная пара в равной степени принадлежит обоим атомам, поэтому на атомах водорода не появляется заряд: о о Н: Н 3. В молекуле хлороводорода HCI общая электронная пара смешена в сторону атома хлора, поэтому на атоме хлора появляется избыточный отрицательный заряд, а на атоме водорода — такой же по значению, но положительный заряд. Эти заряды по абсолютно.му значению меньше единицы, так как обшая электронная пара лишь частично смешена к атому более электроотрицательного элемента. Их обозначают +6 и -б (5 — греческая буква «дельта»). Так, заряды на атомах водорода и хлора в молекуле HCI соответственно равны -нО, 17 + 0,17-0,17 И -0,17, т. е. Н С1 . 4. В поваренной соли NaCl обшая электронная пара практически полностью смещена в сторону атома хлора. Возникшие избыточные заряды на атомах натрия и хлора равны + 0,87-0,87 +0,87 и -0,87, т. е. Na Cl . Цзя упрощения (удобства) общую пару электронов в хлороводороде НС1 и хлориде натрия NaCl приписывают более электроотрицательному атому хлора: Н :С1: Na : Cl:. т. е. допускают, что атомы водорода и натрия отдали по одному электрону, а атомы хлора приняли по одному электрону. В результате этих процессов атомы водорода и натрия условно приобрели заряд +1, а атом хлора -1: +1 -1 НС1 +1 -I NaCl Эти условные (приписанные) заряды и называют степенями окисления атомов водорода, натрия и хлора. 0 064 О Степень окисления — это условный заряд атома в соединении, который приписывают ему, исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов. При определении степени окисления атома не учитывается, в какой мере электроны смешаются при образовании химической связи — частично (ковалентная полярная связь -1 -I +1 -I НС1) или почти полностью (ионная связь NaCI). Из рассмотренных примеров следует, что степень окисления в отличие от валентности имеет знак. Она может иметь положительное, отрицательное и нулевое значения. Положительная степень окисления равна числу электронов, отданных данным атомом. Атом может отдать все валентные электроны (для элементов главных подгрупп это электроны внешнего уровня), проявляя при этом высшую (максимальную) положительную степень окисления. Численно она равна, как правило, номеру группы в Периодической системе элементов (исключение — кислород О и фтор F). Например, высшая положительная степень окисления атомов элементов главной подгруппы V группы равна -Ь5. Положительную степень окисления проявляют как металлы, так и неметаллы, кроме фтора, гелия и неона. Отрицательная степень окисления равна числу электронов, принятых данным атомом, её проявляют только неметаллы. Атомы неметаллов присоединяют столько электронов, сколько их не хватает до завершения внешнего уровня, проявляя при этом низшую (минимальную) отрицательную степень окисления. Для элементов главных подгрупп IV—VII групп можно записать Степень окисления Минимальная степень окисления атомов = = номер группы — 8 Положительная степень окисления Отрицательная степень окисления Так, атом азота, содсржаший на внешнем слое 5 электронов, может присоединить 3 электрона, образуя отрицательно заряженный ион азота, в котором он проявляет степень окис- -3 ления -3 (N). Значения степеней окисления между максимальной и минимальной называют промежуточными. Так, если макси- Промежуточная степень окисления 65 ( Нулевое значение степени окисления +6 мальная степень окисления атома серы равна +6 (S), а мини-2 О +2 +4 мальная—2 (S), то степени окисления О,+2, +4 (S, S, S) — промежуточные. Нулевое значение степени окисления атомы имеют в соединениях с неполярными связями. Расс.мотрим пример. 1. В молекуле Н2 валентность атомов водорода равна единице, так как каждый атом предоставляет на образование связи по одному электрону: Н : Н, Н—Н. 2. Степень окисления атомов водорода равна нулю, так как общая электронная пара в равной степени принадлежит о о обоим атомам (Н : Н). В химической формуле степень окисления указывают над символом элемента арабской цифрой, впереди которой ставят знак «+» или «-». Например: -2 -1 MgBfj +3 -1 AICI3 +3 -2 РсзОз Следует различать обозначения степени окисления и заряда иона: -2 KjS — степень окисления серы равна —2; S^“ — заряд иона серы равен 2—. При обозначении заряда иона 1— или 1+ цифру опускают, напри.мер: С1“, Na*, а при указании степени окисления атома +1 -I в соединении цифра 1 сохраняется. Например: NaCl. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АТОМА В СОЕДИНЕНИИ Для определения степени окисления атома в соединении следует учитывать ряд положений. ♦ Степень окисления атомов в молекулах простых веществ 0 0 0 (Hj, Cl,, N2 и т. д.), в металлах и неметаллах в элементарном 0 0 0 0 состоянии (С, Na, S, А1 и т. д.) равна нулю, так как электроны распределены равномерно, т. е. смещения общих электронных пар не происходит. ♦ Степень окисления атомов фтора во всех его соединениях равна —1. 166 ♦ Степень окисления атомов кислорода в большинстве +2-1 соединений равна —2 (исключение OFj, где степень окисления атомов кислорода +2, так как фтор — более электроотрицательный элемент). ♦ Атом водорода в большинстве соединений имеет степень окисления + 1, в соединениях водорода с активными ме- +1 -1 таллами его степень окисления равна —1 (NaH). ♦ Степени окисления атомов метал^тов главных подгрупп I и II групп во всех соединениях соответственно равны -Ии -1-2, а алюминия -ЬЗ. ♦ Любое соединение электронейтрально, поэтому алгебраическая сумма положительных степеней окисления должна быть равна сумме отрицательных. На основании рассмотренных положений можно определить степень окисления любого атома в соединении. Задание 1. Определите степень окисления атомов азота в соединении состава NjOj. Решение 1. Обозначим степень окисления атомов азота через х. 2. Укажем степень окисления атомов кислорода (см. выше); она равна-2. ^ _2 Эти пункты решения можно представить кратко: 1^2^з- Способ 1. Основан на положении: сумма положительных степеней окисления в соединении равна сумме отрицательных степеней окисления. 3. Определим сумму отрицательных зарядов: 3 • (-2) = -6. 4. Чтобы молекула была электронейтральной, общий заряд двух атомов азота должен быть равен -Нб. Следовательно: 2ж = -I- 6, отсюда X = н-3. Способ 2. Основан на положении: алгебраическая сумма всех степеней окисления в соединении равна нулю. 3. Определим сумму отрицательных зарядов: 3 ■ (-2). 4. Определим сумму положительных зарядов: 2х. 5. Составим алгебраическое уравнение, пользуясь исходным положением: 2х + 3 • (-2) = О, отсюда х = +3. Ответ,-, степень окисления атомов азота в соединении состава NjOj равна -ЬЗ. 67 00 О w Задание 2. Определите степень окисления атома серы в серной кислоте H2SO4. Решение 1. Обозначим степень окисления атома серы через х. 2. Укажем степени окисления атомов кислорода (-2) и во- + \ X-2 дорода (+1): H2SO4. 3. Определим сумму положительных зарядов: 2 ■ (+1). 4. Определим сумму отрицательных зарядов: 4 ■ (-2). 5. Составим алгебраическое уравнение, пользуясь исходным положением: 2 • 1 + х + 4 • (-2) = О, отсюда х = + 6. Ответ: степень окисления атома серы в серной кислоте равна -f 6. 2.13.2,14 §21 1. Укажите, в каком соединении атом серы проявляет: — высшую положительную степень окисления; — низшую отрицательную степень окисления: а) SOji б) SO3; в) H2S; г) SO. 2. В каком соединении атом азота проявляет степень окисления -3, а в каком +3: а) NO2; б) N2O3; в) N2O5; г) NagN? 3. Определите степени окисления атомов хлора в веществах по их формулам: CI2, KCI, CI2O5. KCIO4. 4. В каком веществе степень окисления атомов фтора равна 0: а) OF2; б) HF; в) F2; г) KF? 5. Вычислите массовые доли элементов в бертолетовой соли KCIO3. Бинарные со«ь<и нения СОСТАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ ФОРМУЛ БИНАРНЫХ СОЕДИНЕНИЙ ПО СТЕПЕНЯМ ОКИСЛЕНИЯ Бинарные соединения (от латинского би — два) — это сложные вещества, состоящие из атомов двух разных химических элементов. При составлении формул бинарных соединений (например, соединения алюминия с кислородом) по степеням окисления составляющих его атомов можно использовать один из следующих алгорит.мов. Оф68 О .\1Г0РНТМ I 1. Учесть, что при соединении атомов друг с другом электроны смешаются от атомов менее электроотрицательного к атомам более электроотрицательного элемента. 2. Из Периодической системы элементов выписать значения электроотрицательностей атомов, составляющих бинарное соединение (в нашем примере — а-пюминия и кислорода): ЭО(А1) = 1,47 и Э0(0) = 3,5. При соединении алюминия с кислородом электроны смешаются от атомов алюминия к ато.мам кислорода. Следовательно, атом алюминия проявляет положительную степень окисления, равную номеру группы (+3), а атом кислорода — отрицательную, равную номеру группы минус 8: 6 - 8 = —2. 3. Символы химических элементов записать рядом так, чтобы символ атома с положительной степенью окисления был на первом месте, и указать для каждого из них значение -} 2 степени окисления: AIO. 4. Найти наименьшее общее кратное для значений степеней окисления (в нашем примере оно равно 6). 5. Разделить наименьшее кратное (6) на абсолютные значения степеней окисления атомов (на 3 и на 2) и получить индексы (для А1 индекс равен 6 : 3 = 2. а для кислорода — 6:2 = 3). 6. Ввести индексы в формулу, т. е. приписать внизу справа после символа соответствующего элемента: AI2O3. 7. Определить суммарное значение степеней окисления атомов в соединении. Оно должно быть равно нулю. В этом случае формула соединения составлена правильно. Составление формулы бинарного соединения щ. -3 -2 АЬО, Суммарное значение степеней окисления равно нулю, следовательно, формула составлена правильно. Алгоритм 2 1-3. См. способ 1, пункты 1—3. 4. Индекс для алюминия численно равен степени окисления атома кислорода (2): *3 -2 AUO 691 2.15 §22 5. Индекс для кислорода численно равен степени окисления атома алюминия (3): +3 -2 А1,Оз Сущность второго способа составления химических формул бинарных соединений по степени окисления можно представить в виде схе^мы: , , 6. Если все индексы имеют чётные значения, например то численные значения индексов нужно сократить (разделить) на два: ^ _2 .4.2 С,О, или COj 7. См. способ 1, пункт 7. 1. Составьте химические формулы соединений: а) калия с серой; г) магния с кремнием; б) кальция с фосфором; д) серы с фтором. в) углерода с серой; 2. Степень окисления атома фосфора равна -3 в соединении состава; з) Р2О3; б) Н3РО4; в)Р205; г) К3Р. @ 3. Установите соответствие. Формула молекулы Степень окисления кислорода A) Оз 1)-2 Б)НзО 2)-1 B) Н2О2 3) +2 Г) OF2 4) О 4. Составьте химическую формулу соединения кремния с кислородом и определите массовые доли этих элементов в полученном оксиде. КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА. МОЛЬ. МОЛЯРНАЯ МАССА Вы знаете, что объём определённой порции вещества .можно измерить мензуркой, мерным цилиндром и выразить в ли- о ф70 О трах (или других единицах объёма), а массу определить с помощью весов и выразить в килограммах (или других единицах массы). Но в химических расчётах, наряду с .массой и объёмом вещества, нужно ещё знать число частиц (структурных единиц*), составляющих ту или иную порцию вещества. Для того чтобы выражать число частиц в порции вещества, и ввели такую физическую величину, как количество вещества. Количество вещества обозначают греческой буквой V («ню»). Единицей количества вещества является моль** . Моль — это такое количество вещества (или его порция), которое содержит 6,02 • 10^^ (округлённо 6 • 10^^) частиц (молекул, атомов или других частиц). Число 6,02 • 10^^ огромно. Чтобы вы могли убедиться в этом, приведём следующий пример. Если молекулы, заключающиеся в 1 моль сахара, распределить равномерно по всей поверхности земного щара, то на каждый квадратный сантиметр суши и океана придётся по 120 000 молекул сахара. Величину 6,02 • 10-' моль“‘ называют постоянной Авога-дро (в честь итальянского учёного XIX в. А. Авогадро) и обозначают латинской буквой N с индексом А (ЛГд): Количество вещества V Моль Постоянная Авогадро N. N. = 6,02 • 10^^ моль-' = 6,02 • 10- 1 моль Итак, один моль любого вещества содержит 6,02 ■ молекул, атомов или других частиц. Например: 1 моль воды HjO содержит 6 • 10*^ молекул HjO; 1 моль железа Ее содержит 6 • 10^^ атомов Ее; 1 моль хлора СЕ содержит 6 • 10^' молекул С^. * Структурные единицы — ЭЮ частицы, из которых состоит вещество, т. е. .молекулы, атомы, ионы или другие частицы. ** Слово «моль» не склоняется, если оно стоит после числа: I моль, 2 моль. Если перед словом «моль» не стоит цифра, оно склоняется. Например, два моля, три моля. 71 Число молекул или атомов N Молярная масса вещества М В то же время 1 моль хлора Clj содержит 2 моль атомов хлора С1: N{C\) = 2 • Л^(С1з); А^(С1) = 2 ■ 6 • 10^^ = 12 • Поэтому при записи обозначений в скобках указывают формулу частицы, о которой идёт речь: ^(Clj) — число молекул хлора, iV(Cl) — число атомов хлора; vlClj) — количество вещества молекулярного хлора, v(Cl) — количество вещества атомарного хлора и т. д. Если природа частиц не указана, то можно использовать букву X: N(X), v(X) и т. д. Таким образом, число молекул или атомов N{X), содержащихся в определённом количестве вещества v(X), можно вычислить по формуле: I ЩХ) = УУд У(Х) I (1) Например, определим число молекул, содержащихся в воде количеством вещества 0,5 моль: N{Hp) = N^v(Wfi)- = 6 • 10^^ моль“' • 0,5 моль = 3 • 10^-^. Для выражения взаимосвязи массы вещества т(Х) и количества вещества v(X) введено понятие молярной массы вещества, которую обозначают буквой М. Молярная масса вещества М(Х) равна отношению массы вещества т(\) к соответствующему количеству вещества v(X): М(Х) = т(Х) v(X) (2) Например, определим молярную массу воды, если известно, что порция воды количеством вещества 1 моль имеет массу 18 г: т(Н,0) 18 г М(Н,0) = ~ ; М(Н,0)= -------= 18 г/моль. ' viHjO) 1 моль Из примера видно, что молярная масса вещества численно равна массе 1 моль вещества, т. е. массе 6 • 10^^ молекул данного вещества. 4Q12 о Молярную массу вещества выражают в граммах на моль (г/моль) или в килограммах на моль (кг/моль); 1 г/моль = = 10“^ кг/моль. Числовое значение молярной массы М равно относительной молекулярной массе М^, если вещество состоит из молекул, или относительной атомной массе , если вещество состоит из атомов (табл. 8). Таблица 8 Значения относительных атомных, молекулярных, молярных масс и число структурных единиц в определённой порции (1 моль) веществ Вещество и его формула Относительная атомная АДХ) или молекулярная МДХ) масса Молярная масса М(Х) Число структурных единиц Магний Мд Л(Мд) = 24 М(Мд) = 24 г/моль 6 • 10^^ атомов Водород Нг Ч(Нг) = 2 М{Н2) - 2 г/моль 6-10^^ молекул Вода HjO МДН20) = 18 М(Н20) = 18 г/моль 6 • 10^^ молекул Глюкоза CgHigOg МДСбН,20б)= 180 ^4(CgH,2O0) = = 180 г/моль 6 -10^^ молекул Из данных табл. 8 видно, что в 24 г (1 моль) магния содержится 6 • 10^^ атомов магния, в 180 г (1 моль) глюкозы содержится тоже 6 • 10^^ частиц — молекул и т. д. На рис. 9 наглядно показано, что 1 моль любого вещества независимо от агрегатного состояния (жидкое или твёрдое) имеет разную массу. Н20 NaCl H2S04 18 г 58.5 г 1 98 г ^ 1 моль 1 моль 1 1 моль J » а б в С12Н22ОЦ 342 г I моль Рис. 9. Цилиндры, в которых находится I моль: а — воды HjO; б — хлорида натрия NaCI; е — серной кислоты H2SO4; г — сахара С,2 HjjO,, 73 ( РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ С ИСПОЛЬЗОВАНИЕМ ФИЗИЧЕСКИХ ВЕЛИЧИН «КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА» И «МОЛЯРНАЯ МАССА» Применяя рассмотренные ранее формулы, можно решать различные задачи. Задача 1. Определите, сколько атомов содержится в двух молях железа Fe. Дано: Решение v(Fe) = 2 моль Для решения используем формулу (1): Найти: дг(Ре) = • v(Fe). N(Fe) N(Fe) = 6 ■ 10^^ моль“' ■ 2 моль= 1,2 ■ 10^'*. Ответ: N{¥e) =1,2- 10^'* атомов. Задача 2. Определите массу воды количеством вещества 0,5 .моль. Решение 1. По данным Периодической системы химических элементов вычисляем относительную молекулярную массу воды: МДН,0) = 2АДН)+Д(0); МДНзО) = 2 • 1 + 16= 18. Дано: v(Fl20) = = 0,5 моль Найти: /п(Н,0) 2. Известно, что молярная масса М численно равна относительной молекулярной массе М^\ М(Н20) = 18 г/моль. 3. По формуле (2) вычисляем массу воды: m(Fl20) отсюда v(H20) ’ w(H20) = М(Н20) • v(H20); m(H20) = 18 г/моль ■ 0,5 моль = 9 г. Ответ: т(Н,0) = 9 г. 0 074 О Задача 3. Вычислите, какое количество вещества составляют 22.4 г оксида кальция (негашёной извести) СаО. Дано: т(СаО) = = 22,4 г Найти: v(CaO) Решение I. Определяем относительную молекулярную массу оксида кальция; МДСаО)=ЛДСа)+АДО); М,(СаО) = 40 + 16 = 56. 2. Молярная масса оксида кальция численно равна его относительной молекулярной массе: М(СаО) = 56 г/моль. 3. Из формулы (2) находим количество вещества оксида кальция массой 22,4 г: т(СаО) 22,4 г v(CaO) = .; v(CaO) = т2—----------= 0,4 моль. М(СаО) Ответ: v(CaO) = 0,4 моль. 56 г/моль Задача 4. Вычислите массу 3 • I0-- молекул воды. Решение Дано: iS^(HjO) = = 3 • 10^^ Найти: 1. Из формулы (1) вычисляем количество вещества, содержащее 3 • 10-^ .молекул воды: v(H,0) = iV(HoO) м(Нр) = 3- 10 25 = 50 моль. 6•10” моль ' 2. Вычисляем молярную массу воды: М(Н20) = 18 г/моль. 3. Определяем массу 50 моль воды по формуле (2): mlHjO) = vlHjO) ■ MlHjO); m( HjO) = 50 моль • 18 г/моль = 900 г . Ответ: /п(Н,0) = 900 г . ш 75 i 1. Определите, сколько частиц — молекул и атомов — содержит молекулярный азот N2 количеством вещества: а) 0,5 моль; б) 2 моль. 2. Определите, сколько атомов водорода и кислорода содержится в 1 моль воды Н2О. 3. Рассчитайте, в каком количестве вещества содержится: а) 6 ■ 10^^ атомов серы S; б) 3-10^^ молекул углекислого газа COg. 4. Вычислите молярную массу: а) оксида магния МдО; б) хлороводорода HCI. 5. Вычислите, какое количество вещества составляют: а) 140 г железа Fe; б) 147 г серной кислоты H2SO4. 6. Найдите массу 2,5 моль кислорода О2. 7. Рассчитайте, сколько молекул содержат: а) 2,5 моль воды HgO; б) 66 г углекислого газа COj. §23 УСТАНОВЛЕНИЕ ПРОСТЕЙШЕЙ ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВА ПО МАССОВЫМ ДОЛЯМ ЭЛЕМЕНТОВ Зная массовые доли элементов, можно вывести простейшую формулу вещества. Алгоритм установления простейшей формулы вещества 1. Для расчёта массу вещества принять за 100 г и вычислить массы атомов элементов, входящих в его состав. 2. Рассчитать количество вещества атомов элементов. 3. Найти соотнощение между числами молей атомов элементов. Если это соотнощение дробное, то для перехода к целочисленному соотношению надо разделить полученные числа на наименьшее из них. 4. Найти целочисленное соотношение и записать простейшую формулу вещества. i76 Задача. Массовые доли меди и кислорода в оксиде меди равны соответственно 88,8 и 11,2%. Установите простейшую формулу этого оксида. Дано: w(Cu) = 88,8% w(0) = 11,2% Найти: Си^Оу Решение 1. Предположим, что имеется 100 г оксида меди, определим массы меди и кислорода: m(Cu) = т(оксида) • ш(Си); от(Си) = 100 г • 0,888 = 88,8 г; т(0) = т(оксида) • ш(0); т(0)= ЮОг-0,112= 11,2 г. 2. Рассчитываем количество вещества атомов меди и кислорода: v(Cu) = v(0) = я1(Си) M(Cu) ’ т(0) v(Cu) = v(0) = 88.8 г 64 г/моль 11,2г = 1,39 моль; 0,7 моль. М(0) ’ 16г/.моль 3. Находим соотношение между числами молей атомов меди и кислорода: v(Cu):v(0)= 1,39:0,7. 4. Находим целочисленное соотношение и записываем формулу оксида меди: v(Cu): v(0) = 1,39 0,7 ~2 : 1. 0,7 • 0,7 Следовательно, на 2 атома меди приходится 1 атом кислорода, и формула оксида меди — CujO. Ответ: простейшая формула оксида меди CujO. 1. Массовые доли серы и кислорода в оксиде серы равны соответственно 40 и 60%. Установите простейшую формулу этого оксида. 2. Массовые доли железа и кислорода в оксиде железа равны соответственно 72,41 и 27,59%. Определите простейшую формулу этого оксида. 3. Массовая доля хлора в хлориде фосфора составляет 77,5%. Установите простейшую формулу хлорида фосфора. Классификация сложных неорганических веществ Вещества очень разнообразны. По определённым признакам их объединяют в группы. Распределение веществ по группам (классам) на основе общих свойств (признаков) называют классификацией. Классификация Классификацию сложных веществ по их составу и свойствам можно представить в виде схе.мы 2. Схема 2 Сложные вещества Неорганические Органические Оксиды Основания Кислоты Соли Оксиды, основания, кислоты и соли — это важнейшие классы неорганических соединений. Зная особенности классов соединений, можно охарактеризовать свойства отдельных их представителей. Далее будут рассмотрены важнейщие классы неорганических соединений. * С органическими веществами вы познакомитесь позже. :78 §24 ОКСИДЫ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ, СОСТАВ, НОМЕНКЛАТУРА И КЛАССИФИКАЦИЯ Оксиды — это соединения, состоящие из атомов двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Состав оксидов выражается обшей формулой Э,Оу. где X — число атомов элемента, у — число атомов кислорода. Числовые значения х и у определяются степенью окисления атомов элемента. -2 -2 +1 -2 +5 -2 Примеры формул оксидов: MgO, Na20, PjO,. НОМЕНКЛАТУРА ОКСИДОВ Номенклатура — это названия веществ и их групп, а также правила составления их названий. Систематические названия бинарных соединений состоят из двух слов. Первое слово (в именительном падеже) происходит от латинского названия более электроотрицательного элемента, второе слово (в родительном падеже) — название менее электроотрицательного элемента. Правила номенклатуры оксидов ♦ В названиях оксидов вначале указывают слово оксид в именительном падеже (от латинского названия кислорода «ок-сигениум»), а затем — название элемента в родительном падеже: ■>•2 -2 +3 -2 MgO — оксид магния, AljOj — оксид алюминия. ♦ Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента в скобках римской цифрой указывают численное значение его степени окисления: +2 -2 FeO — оксид железа(П) (читается: «оксид железа два»), +3 -2 Fe^Oj — оксид железа(П1) (читается: «оксид железа три»), -2-2 -Ч-2 СО — оксид углерода(П), COj — оксид углерода(1У). Оксиды Номенклатура оксидов 79 0-0 О Классификация КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ оксидов [1q агрегатному состоянию оксиды неметаллов подраз- деляют на: ♦ твёрдые — Р2О5, NjOj, SiOj и др., ♦ газообразные — SOj, COj, NO и др., ♦ жидкие — HjO, SO3. Все оксиды металлов, как правило, твёрдые вещества (рис. 10). Ре,Оз РЬО, Н,0 N0, Рис. 10. Оксиды различаются по агрегатному состоянию Веда Н;0 *о Оксиды распространены в природе и находят широкое практическое применение. Познакомимся с некоторыми из них. Вода HjO (оксид водорода) — это самое распространённое и самое необходимое вещество на нашей планете. Без воды не было бы жизни на Земле. Если бы вода внезапно исчезла с поверхности Земли, то планета превратилась бы в мёртвую пустыню. Всё живое нуждается в воде. Так, если без пиши человек может прожить 50 суток, то без воды смерть наступает через 5—7 дней. Вода является важнейшей составной частью клеток животных и растений. Организм человека на 65—70% состоит из воды, а у некоторых медуз до 99% массы тела составляет вода. Содержание воды в огурцах и арбузах превышает 90%. Велики затраты воды в сельском хозяйстве. Для того чтобы вырастить 1 т пшеницы, требуется 1500 т воды, I т риса — более 7000 т воды. Прежде чем в магазине появится банка консервов из овощей или фруктов, дяя её приготовления потребуется 40 л воды. Вода в больших количествах необходима 80 и в промышленности. Для получения 1 т стали требуется 150 т воды, 1 т бумаги — 250 т. Общие запасы воды на Земле огромны и составляют 138,6 .млн K.M’. Вода покрывает почти 3/4 поверхности зе.мно-го шара. Но основная её масса — это солёная вода морей и океанов, не пригодная ни для питья, ни для сельского хозяйства, ни для промышленности. Запасы пресной воды, которую использует человечество, составляют всего около 4 млн км^, т. е. менее 3% объёма. Поэтому нужно экономно относиться к пресной воде, постоянно следить за чистотой водоёмов. В природе происходит непрерывный круговорот воды. Под влиянием солнечного тепла часть воды постоянно испаряется и поступает в атмосферу. При охлаждении воздуха образуются мельчайшие водяные капельки. Из таких капелек состоят облака. При определённых условиях мелкие капельки сливаются в более крупные, и на землю выпадают осадки в виде дождя, снега или града. Углекислый газ COj — оксид углерода(1У), диоксид углерода. В незначительных количествах (около 0,03% по объё.му) углекислый газ содержится в воздухе. В природе он образуется при гниении останков растений и животных, дыхании, сжигании топлива; в больших количествах выделяется из вулканических трешин и вол минеральных источников. При обычных условиях диоксид углерода бесцветен, не имеет запаха. При сильном охлаждении он кристаллизуется в виде белой снегообразной массы, которая в спрессованном виде («сухой лёд») медленно испаряется, понижая температуру до —78,5 "С. Поэтому «сухой лёд» применяется для хранения скоропортящихся пищевых продуктов, для производства и хранения мороженого. Углекислый газ применяют при изготовлении шипучих напитков, в .медицине (углекислотные ванны). Углекислый газ значительно тяжелее воздуха, поэтому он собирается на дне ёмкостей, в которых образуется (бродиль-ни, колодезные шахты ит. д.). При входе в помещения, где скопился углекислый газ, следует соблюдать осторожность, так как при вдыхании его в большо.м количестве наступает удушье из-за недостатка воздуха. Около двадцати столетий известна человечеству «Собачья пещера» возле Неаполя. Выделяющийся из земли тяжёлый Углекислый газ COj 81 Рис. 11. Оксид кремния Оксид кремния(1\0 Оксид серы(1У), оксиды азота углекислый газ стелется по дну пешеры слоем до полуметра. Собаки, попадающие в эту пещеру, задыхаются и погибают. Отсюда и произошло название пешеры. Но вошедший в пещеру взрослый человек не ощущает избытка углекислого газа. Как вы думаете, почему? Углекислый газ не горит и не поддерживает горение, поэтому его применяют для тушения пожаров. Углекислый газ является тем питательным веществом, которое усваивают из воздуха растения в процессе фотосинтеза. Обогащение воздуха углекислым газом способствует росту растений, поэтому его применяют в теплицах и оранжереях. Оксид крвмния{1У) SiOj в виде песка (рис. 11) применяется в строительстве, в производстве стекла, керамики, цемента. Некоторые оксиды {оксид серы{1У), оксиды азота и др.) образуются в промышленном производстве. В больших количествах эти оксиды попадают в атмосферу, где с парами воды образуют кислоты, которые выпадают в виде так называемых кислотных дождей. Кислотные дожди наносят огромный вред окружающей среде. Поэтому необходимо предпринимать меры, предотвращающие попадание этих оксидов в атмосферу. С другими оксидами вы будете знакомиться по мере изучения химии. Лабораторный опыт 2 ОЗНАКОМЛЕНИЕ С ОБРАЗЦАМИ ОКСИДОВ Внимательно рассмотрите выданные вам образцы оксидов. Обратите внимание на их агрегатное состояние, цвет и формулы. Заполните таблицу по указанному образцу. Химическая формула Название Агрегатное состояние Цвет 1. Назовите следующие оксиды: а) СаО; б) SOj и SO3; в) BjOg; г) NajO. 82 2. Составьте формулы указанных оксидов: а) оксида кальция; в) оксида азота(111); б) оксида фосфора(\/); г) оксида серы(\/1). 3. Напишите формулы оксидов элементов третьего периода. 4. Установите соответствие. Символ элемента Формула высшего оксида A) Li 1) Э2О3 Б)N 2) Э2О B) А1 3)ЭОз Г) S 4) Э2О5 5) ЭО2 5. Определите массовую долю алюминия в его оксиде. 6. Массовые доли фосфора и кислорода в оксиде фосфора равны соответственно 43,66 и 56,34%. Установите простейшую формулу этого оксида. 7. Опишите один оксид из предложенных: оксид кальция, оксид хрома(111) или оксид магния. Укажите формулу оксида, его качественный и количественный состав. Используя различные источники информации (научно-популярная литература, энциклопедии, Интернет), подготовьте небольшое сообщение об использовании выбранного оксида в практической деятельности человека. 3.1,3.2 I Ме(ОН)„. I где п — число гидроксид-ионов, равное степени окисления металла Me. +1 +2 Примеры формул оснований: КОН, Mg(OH)2- §25 Основания ОСНОВАНИЯ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ, СОСТАВ, НОМЕНКЛАТУРА И КЛАССИФИКАЦИЯ Основания — это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и гидроксид-ионов. Гидроксид-ион имеет суммарный заряд —I и представляет собой сложный ион: (ОН)-, ОН- или (-0-Н)-Состав оснований выражается общей формулой 83 ( Номенклатура оснований НОМЕНКЛАТУРА ОСНОВАНИИ В названии основания на первом месте стоит слово «гидроксид», а затем — наименование металла в родительном падеже: NaOH — гидроксид натрия, Mg(OH)2 — гидроксид магния. Если метатл проявляет переменную степень окисления, то её значение указывают римской цифрой в скобках. Например: Ре(ОН)2 — гидроксид железа(П) (читается: «гидроксид железа два»), Ее(ОН)з — гидроксид железа(1Н) (читается: «гидроксид железа три»). Классификация оснований Гидроксид натрия NaOH КЛАССИФИКАЦИЯ ОСНОВАНИЙ I. По числу гидроксид-ионов в формуле основания подразделяют на: ♦ однокислотные — основания, в формулах которых указан один гидроксид-ион: КОН, NaOH и т. д.; ♦ многокислотные — основания, в формулах которых указаны два гидроксид-иона и более: Са(ОН)2, Ре(ОН)2 и др. И. Все основания представляют собой твёрдые вещества, поэтому их классифицируют не по агрегатному состоянию, а по растворимости в воде. По этому признаку основания подразделяют на две группы: ♦ растворимые (их называют щелочами). Такие основания образуют металлы главной подгруппы I группы — Li, Na, К, Rb, Cs, Fr (эти металлы называют щелочными), а также некоторые металлы главной подгруппы II группы — Са, Sr, Ва (эти .металлы называют щёлочно-земельными)', ♦ нерастворимые. Их образуют все остальные металлы. Растворимо основание или нерастворимо, .можно узнать из таблицы «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» (см. форзац в конце учебника). Из всех оснований наиболее широко используются некоторые щёлочи. Гидроксид натрия NaOH — твёрдое белое вещество, гигроскопичное (поглощает атагу из воздуха) и поэтому расплывающееся на воздухе; хорошо растворяется в воде с выде- О 84 лением большого количества теплоты. Раствор гидроксида натрия в воде мылкий на ощупь и очень едкий. Он разъедает ткани, кожу, бумагу и другие органические материалы. За это свойство гидроксид натрия называют едким натром. С гидроксидом натрия и его раствором следует обращаться осторожно, опасаясь попадания его на одежду, обувь, а тем более на руки и лицо: на коже в результате контакта с гидроксидом натрия образуются долго не заживающие раны. Техническое название этого вещества — каустическая сода {«каустик»). Гидроксид натрия — один из важнейших продуктов химической промышленности. В больших количествах его применяют для очистки продуктов переработки нефти, а также в бумажной, мыловаренной, текстильной, кожевенной и других отраслях промышленного производства. Гидроксид калия КОН сходен по свойствам с гидроксидом натрия. Это тоже твёрдое белое вещество, хорошо растворимое в воде. Процесс его растворения также сопровождается выделением теплоты. Раствор гидроксида калия, как и раствор едкого натра, мылок на ошупь и очень едок. Поэтому гидроксид калия иначе называют едкое кали. Его применяют в производстве жидкого мыла, тугоплавкого стекла. Гидроксид кальция Са(ОН)2, или гашёная известь, — рыхлый белый порошок, малораствори.мый в воде. Прозрачный раствор гидроксида катьция называют известковой водой. На воздухе известковая вода быстро становится мутной вследствие поглощения углекислого газа и образования нерастворимого карбоната кальция. Гашёную известь применяют в строительстве при кладке и штукатурке стен. Г идроксид калия КОН Г идроксид кальция Са(0Н)2 85 1. Из приведённых формул веществ выпишите формулы оснований и назовите их: НгО, СиСОз, ион, H^SO^, Р2О5, Мд(ОН)г, HCI, КОН. 2. Составьте формулы следующих оснований: а) гидроксида натрия; б) гидроксида бария. 3. Вычислите, какое количество вещества составляет 7,4 г гидроксида кальция (гашёной извести). 3.3. 3.4 Г •WV-N 4. Определите массу 0,5 моль гидроксида магния. 5. Массовые доли калия, кислорода и водорода в соединении равны соответственно 69,64; 28,57 и 1,79%. Определите простейшую формулу этого соединения. §26 Кислоты КИСЛОТЫ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ, СОСТАВ, КЛАССИФИКАЦИЯ, НОМЕНКЛАТУРА И СТРУКТУРНЫЕ ФОРМУЛЫ Кислоты — это сложные веилества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться* на атомы металлов, и кислотных остатков. Состав кислот выражается обшей формулой I I где А — кислотный остаток, х — число атомов водорода, равное заряду кислотного остатка. Примеры формул кислот: НС1, H2SO4. Н3РО4. По формуле кислоты можно определить обший заряд иона кислотного остатка, который и.меет отрицательное значение, равное числу атомов водорода в молекуле кислоты. Например: НС! ^ CI- H2SO4 SOj- Н.РО4 ро]- Кислотные остатки * С реакцией за.мешения вы познакомитесь позже. 0 086 О КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ I. По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты подразделяют на: ♦ бескислородные — кислоты, молекулы которых не содержат атомов кислорода: HCI, НВг, HjS и т. д.; ♦ кислородсодержащие — это кислоты, молекулы которых содержат атомы кислорода: HNO3, H2SO4, Н3РО4 и т. д. II. По числу атомов водорода в молекуле кислоты подразделяют на: ♦ одноосновные — кислоты, молекулы которых содержат один атом водорода: HCI, HNO3, НВг; ♦ многоосновные — кислоты, молекулы которых содержат два и более атомов водорода: H2SO4 двухосновная Н3РО4 трёхосновная Классификация кислот НОМЕНКЛАТУРА КИСЛОТ Бескислородные кислоты. К названию элемента, который образует кислоту, прибавляют соединительную гласную «о» и слова — «...водородная кислота». Например: HF — фтороводородная кислота, HjS — сероводородная кислота. Кислородсодержащие кислоты. К русскому названию кислотообразующего элемента добавляют различные суффиксы. Элемент, атомы которого вместе с атомами водорода и кислорода образуют молекулу кислородсодержащей кислоты, называют кислотообразующим. Если кислотообразующий элемент проявляет максимальную степень окисления (напо.мним, что она соответствует номеру группы), то к названию элемента прибавляют «...ная кислота»; + 1-5-2 HNO3 — азотная кислота. Номенклатура кислот Кислото- образующий элемент 8700 Если степень окисления элемента ниже максимальной, то прибавляют «...истая кислота»: *1+3-2 HNO, азотистая кислота. Некоторые элементы в одной и той же степени окисления образуют несколько кислородсодержащих кислот. Тогда к названию кислоты, содержащей наибольшее число атомов кислорода, добавляют приставку «орто»: +5 HjPO^ — ортофосфорная кислота, а к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, — приставку «мета»: -5 HPOj — метафосфорная кислота*. В табл. 9 на с. 89 приведены формулы и указаны названия кислот и кислотных остатков. Структурные формулы кислот СТРУКТУРНЫЕ ФОРМУЛЫ кислот в молекуле кислородсодержащей кислоты атом водорода связан с атомом кислотообразующего элемента через атом кислорода. Поэтому при составлении структурной формулы к атому кислотообразующего элемента в первую очередь нужно присоединить все гидроксид-ионы (-0-Н). + 1 +6-2 Например: H2SO4: Н-0.^ Н-О' Затем оставщиеся атомы кислорода двумя чёрточками соединить непосредственно с атомами кислотообразующего элемента: Н-О. Н-О" .о "о * в старших классах ваши знания о номенклатуре кислот расширятся. 88 Таблица 9 Формулы и названия кислот и кислотных остатков Формула кислоты Название кислоты Формула кислотного остатка Название кислотного остатка HF Фтороводородная (плавиковая) F‘ Фторид HCI Хлороводородная (соляная) СГ Хлорид НВг Бромоводородная ВГ Бромид HI Иодоводородная Г И од ид H2S Сероводородная HS" Гидросульфид Сульфид НгЗОз Сернистая HS03 so|- Гидросульфит Сульфит H2SO4 Серная HS04 so^ Гидросульфат Сульфат HNO2 Азотистая NOj Нитрит HNO3 Азотная NO3 Нитрат Н3РО4 Ортофосфорная (фосфорная) H2PO; HPOf PO^ Дигидрофос- фат Гидрофосфат Ортофосфат (фосфат) Н2СО3 Угольная HC03 СОз“ Гидрокарбонат Карбонат НзЗЮз Кремниевая ЗЮз"- Силикат 890 О О Серная кислота HjSO^ Кислоты, как и оксиды, широко распространены в природе. Из своего жизненного опыта вы знаете, что многие продукты питания обладают кислым вкусом. Кислый вкус им придают кислоты: лимону — ли.монная, яблоку — яблочная, листьям шавеля — щавелевая, скисшему молоку и квашеной капусте — молочная. Муравьи защищаются от врагов, выбрасывая едкие капельки муравьиной кислоты. Она же содержится в пчелином яде и жгучих волосках крапивы. Самая употребляемая в нашем обиходе кислота является в то же время и самой древней. Это уксусная кислота. Она была известна людям ещё в глубокой древности, за много столетий до того, как бьыи получены обычные теперь кислоты — серная H2SO4, азотная HNO3, соляная НС1. Уксусная кислота образуется в природе без участия человеческих рук, в процессе заки-сания виноградного сока или вина. Уже очень давно люди заметили, что образующаяся кислота может растворять такие вещества, которые не растворяются в воде. Знаменитый историк древности Плиний рассказываете напитке Клеопатры, из-готоаченном путём растворения в уксусе настоящих жемчужин. Многие кислоты, необходимые в народном хозяйстве, получают на химических заводах. К их числу относится и серная кислота. Серная кислота HjSO^ — бесцветная жидкость, вязкая, как масло, не имеющая запаха, почти вдвое тяжелее воды. Серная кислота поглощает влагу из воздуха и других газов. Это её свойство используют для осущения некоторых газов: их пропускают через серную кислоту. Способностью серной кислоты поглощать воду объясняется и обугливание многих органических веществ — кожи, древесины, ткани, крахмала, сахара и др. — при воздействии на них концентрированной серной кислоты. Если в пробирку с серной кислотой опустить лучину, то древесина чернеет — обугливается: кислота отнимает воду, а углерод выделяется в виде угля. Остерегайтесь попадания брызг серной кислоты на кожу и одежду! Нет кислоты, которая была бы нужнее и применялась бы чаще, чем серная. Серную кислоту называют фундаментом химической промышленности. Основным потребителем этого вещества является производство минеральных удобрений. Серная кислота также необходима для получения красителей. 0^90 О взрывчатых веществ, медикаментов, моющих средств, многих других кислот, очистки керосина, нефтяных масел. Серная кислота служит электролитом в свинцовых аккумуляторах. 1. Определите степени окисления атомов кислотообразующих элементов в следующих кислотах: HNO2, HjSiOa, HCIO3, Н3РО3, Н3РО4. Выпишите формулы кислотных остатков и укажите их заряды, 2. Выпишите из предложенного ряда отдельно формулы одноосновных и многоосновных кислот: Н3РО3, НВг, H3ASO4, HCIO4, H2S, HNO3, N28004. 3. Составьте формулы оксидов, соответствующих гидроксидам: а)НзР04; б)А1(ОН)з; в) H2SO4; г) NaOH. 4. Назовите следующие кислоты и напишите их структурные формулы: HF, Н3РО4, НРО3. 5. Определите массу хлороводорода HCI, который содержит столько же молекул, сколько их заключено в 180 г воды HgO. 6. Массовые доли водорода, азота и кислорода в некоторой кислоте равны соответственно 1,59; 22,22 и 76,19%. Определите простейшую формулу этой кислоты. §27 СОЛИ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ, СОСТАВ, КЛАССИФИКАЦИЯ И НОМЕНКЛАТУРА Соли — это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка. Примеры формул солей: NaCl К3РО4 / \ / Ион Ион кислотного Ион Ион кислотного .металла остатка металла остатка Соли КЛАССИФИКАЦИЯ СОЛЕЙ I. В зависи.мости от состава кислотного остатка различают средние и кислые соли*. * Другие типы солей в учебнике для 8 класса не рассматриваются. 91 Классификация солей средние соли Кислые соли В состав средней соли входят ионы металла и кислотного остатка: NaNOj, К,СОз. В состав кислой соли входят ионы металла и кислотного остатка, содержащего ион (ионы) водорода: NaHS04, КН2РО4. Кислые соли образуют только многоосновные кислоты (схема 3). Схема 3 Составление химических формул солей Из схемы 3 следует, что: ♦ двухосновная кислота образует одну среднюю и одну кислую соли; ♦ трёхосновная кислота образует одну среднюю и две кислые соли. II. По растворимости в воде средние соли подразделяют на растворимые (Р), нерастворимые (Н) и малорастворимые (М) (см. таблицу растворимости кислот, оснований и солей в воде). Почти все кислые соли растворимы в воде. СОСТАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ ФОРМУЛ СОЛЕЙ Как составляют формулы средних солей бескислородных кислот, вы уже знаете (см. составление химических формул бинарных соединений, с. 68). Алгоритм состав.1ения формулы соли кислородсодержащей кислоты 1. Записать рядом формулы ионов металла и кислотного остатка, указать их заряды. 2. По общему принципу уравнять заряды и получить индексы. 3. Ввести индексы в формулу соли. При необходимости обозначить несколько кислотных остатков его формулу нужно заключить в скобки, чтобы индекс стал обши.м для всех элементов кислотного остатка. 0 092 О Задание. Составьте формулы средней и кислой солей, образованных ионами магния и кислотных остатков серной кислоты. Решение Заряд иона магния определим по Периодической системе химических элементов, а формулы кислотных остатков серной кислоты выпишем из табл. 9 (с. 89): Mg'^SOi- Mg'"(HS04)2 в состав кислой соли входят два кислотных остатка, поэтому его формула заключена в скобки. НОМЕНКЛАТУРА СОЛЕЙ Средние соли. В их названиях сначала указывают название кислотного остатка, затем — наименование металла в родительном падеже. Соли бескислородных кислот. Название кислотного остатка составляется из латинского или русского названия элемента с добавлением суффикса «ид»: NaCl — хлорид натрия, KjS — сульфид калия. Соли кислородсодержащих кислот. Если кислотный остаток содержит кислотообразующий элемент в максимальной степени окисления, то к названию элемента добавляется суффикс «-ат»: -t-6 -5 Na2S04 — сульфат натрия, KNO, — нитрат калия. При более низкой степени окисления кислотообразующего элемента используется суффикс «-ит»: -4 +3 NajSO, — сульфит натрия, KNOj — нитрит калия. Если металл проявляет переменную степень окисления, то её значение, как вы уже знаете, указывают римской цифрой в скобках. Например: FeCl2 — хлорид железа(П), FeClj — хлорид железа(1П). Средние соли различных .металлов представлены на рис. 12. 93Q« Номенклатура солей Названия средних солей п п п п п п лттш / —- Хлорид марганца(И) MnClj Сульфат меди(И) Си50л Хлорид кобальта{11) СоС1, Сульфат никеля(И) NiSO^ Перманганат калия КМпО. Сульфат железа(П) РеЗОл Рис. 12. Средние соли различных металлов и их водные растворы Названия кислых солей Кислые соли. Названия кислых солей образуют так же, как и средних, только при этом к названию кислотного остатка прибавляют часть слова «гидро», которая указывает на наличие в молекуле соли незамещённых атомов водорода (латинское название водорода «гидрогениум»): NajCOj — карбонат натрия, NaHCOj — гидрокарбонат натрия. Если в кислой соли с одним кислотным остатком связаны два атома водорода, то добавляют ешё и числовую приставку «ДИ-»: КН2РО4 — дигидрофосфат калия. Са(Н2Р04>2 — дигидрофосфат кальция. Из всех классов неорганических соединений класс солей наиболее многочисленный. Соли широко распространены в природе и играют важную роль в процессах обмена веществ в животных и растительных организ.мах. Соли содержатся в клеточном соке живых организмов, входят в состав рахличных тканей; костной, нервной, мышечной и др. В организме чело- О ^^94 О века содержится около 5,5% солей. Живые организмы нуждаются в постоянном поступлении солей извне. Вы знаете, что соли содержатся в питьевой воде, почвенном растворе, морской воде и т. д. Велика роль солей в экономике страны. Соли используют, напри.мер, для получения целого ряда металлов, минеральных удобрений, стекла, минеральных красок, моюших веществ и т. д. Многие соли получают в промышленности в очень больших количествах. Так, ежегодно производится несколько миллионов тонн карбоната натрия {кальцинированной соды) NajCOj, который используют в стекольной, мыловаренной, целлюлозно-бумажной, текстильной, нефтяной и других отраслях промышленности. Применяют соду и в быту как моющее средство. А питьевую соду {гидрокарбонат натрия) NaHC03 используют в хлебопечении, для изготовления шипучих напитков, а также при желудочно-кишечных заболеваниях. Из природного фосфата кальция Саз(Р04)2 производят фосфорные удобрения. Растворы силиката натрия NajSiO, используют для изготовления клея (с помощью силикатного клея обычно склеивают картонные изделия). Сульфат магния MgS04 • УНзО {горькая соль) содержится в морской воде и придаёт ей горький вкус. Горькую соль применяют для утяжеления хлопка и шёлка, в .медицине — в качестве слабительного. Вам хорошо известна поваренная соль {хлорид натрия) NaCl. Без этой соли невозможна жизнь животных и человека, так как она обеспечивает важнейшие физиологические процессы в организмах: создаёт необходимые условия для существования красных кровяных телец в крови; определяет ритм сердца; в желудке образует соляную кислоту, без которой было бы невозможным переваривание и усвоение пищи. В год каждый человек с пищей потребляет от 8 до 10 кг поваренной соли. Недаром говорят: «Чтобы узнать человека, надо с ним пуд соли съесть». На самом деле это не так уж много: за год вдвоём и будет съеден пуд (16 кг) соли. Хлорид натрия широко используют в различных отраслях химической промышленности в качестве сырья для получения соды, хлора, щёлочи и других веществ. Карбонат натрия Na^CO, Гидрокарбонат натрия 3 NaHCO. Хлорид натрия NaCI 95 ( Лабораторный опытЗ ОЗНАКОМЛЕНИЕ С ОБРАЗЦАМИ СОЛЕЙ Распределите выданные вам образцы солей на две группы: растворимые в воде и нерастворимые. Обратите вни.мание на их цвет и фор.мулы. Заполните таблицу по указанному образцу. Химическая формула Название .. Растворимость I в воде Лабораторный опыт 4 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПРИНАДЛЕЖНОСТИ СОЕДИНЕНИЙ К СООТВЕТСТВУЮЩЕМУ КЛАССУ ПО ИХ ФОРМУЛАМ Внимательно рассмотрите выданные вам образцы веществ, обратите вни.мание на их агрегатное состояние и формулы. Распределите вещества на четыре группы: оксиды, основания, кислоты,соли. Заполните в своей тетради таблицу по указанному образцу. Химическая формула Название неорганических соединении 1. Выпишите из приведённых формул солей — K2S, NaBr, NajSiOj, Mg(H2P04)2, MgHPO^, Мдз(Р04)2, KHS, NaHSiOj — отдельно формулы средних и кислых солей, назовите их. 2. Напишите формулы средних и кислых солей, образованных: а) ионами кальция и кислотных остатков сероводородной кислоты; б) ионами натрия и кислотных остатков ортофосфорной кислоты. 3. Составьте формулы следующих солей: а) сульфата лития; в) гидрокарбоната кальция; б) сульфата алюминия; г) хлорида железа(111). ©4. Установите соответствие. Формула соли A) NaHSO^ Б) МаэРОд B) NaNOj Г) Ма2СОз Название соли 1) нитрат натрия 2) карбонат натрия 3) гидросульфат натрия 4) ортофосфат натрия О Q96 О 5. Выпишите из приведённых формул веществ — МдО, Са(ОН)2, Са(МОэ)2, Н3РО4. SOj, Мд(НСОз)2, HCI, А1(Н2Р04)з, РеС1з, HNO2, FeClj, Ре(Н30з)2, NaOH, РезОз, КОН — отдельно формулы: а) оксидов; г)средних солей; б) оснований; д)кислых солей. в) кислот; Назовите эти вещества. 6. Найдите третью лишнюю формулу в каждом ряду: а) H2SO4. NaCI, Н2310з; г) HNO3, ^Cl, HCIO4; б) NH3, СЗг, NaOH; д) Ре(МОз)з, FejOg, N2O5. в) FeCl3, NaOH, А12(304)з; 7. Восстановите формулы веществ: а) Н3ХО4; б) KYH; (Qi 8. Установите соответствие. Формула вещества A) NjO Б)А12(304)з B) Н3РО4 Г) Са(ОН)2 I Адг204 г) Саз(Х04>2. Класс неорганических соединений 1) кислоты 2) оксиды 3) основания 4) соли 9. Массовые доли натрия, углерода и кислорода в соли равны соответственно 43,40; 11,32 и 45,28%. Определите простейшую формулу этой соли. 10. На основании информации из Интернета подготовьте сообщение о применении одной из солей, формулы которых: а) KNO3: б) АдМОз: в) Ва304; г) СаСОз. 11. Человек — часть природы, поэтому охрана природы подразумевает и охрану здоровья человека. Вспомнив изученный материал, назовите неорганические вещества, опасные для человека. К каким классам они относятся? Какие правила необходимо соблюдать при работе с ними? 12. Объединившись со своими товарищами, разработайте проект «Визитные карточки неорганических веществ». Составьте план содержания визитной карточки, обсудите, как она должна выглядеть, выберите вещества. Подготовьте визитки, представьте их одноклассникам. А в Химические реакции IV §28 ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ КЛАССИФИКАЦИЯ ЯВЛЕНИЙ В мире всё находится в движении, всё изменяется. Изменения, происходящие с веществами, называют явлениями. Например: испарение воды или спирта, сгорание топлива, плаатение железа или свинца, ржавление метатлов и т. д. Различают физические и химические явления. Физические явления сопровождаются изменением формы, агрегатного состояния, объёма, температуры, степени измельчения вещества ит. д., но при этом не происходит превращения одних веществ в другие. Состав вещества остаётся неизменным. Например, испарение воды — физическое яатение. Жидкая вода и водяной пар — это разные состояния одного и того же вещества — воды Н2О. Вещество можно измельчить в порошок (куски са.хара растолочь в ступке), ему можно придать определённую форму (штамповкой атюминия получают изделия различной формы: ложки, чашки, кастрюли, проволоку и т. д.), состав же вещества при этом не изменяется. Зна- Физические явлеиия О 098 О чит, всё это — физические явления. В них проявляются физические свойства веществ. Кроме физических свойств каждое вещество обладает определёнными химическими свойствами. Химические свойства вещества — это способность данного вещества превращаться в другие вещества. Химические свойства веществ проявляются в химических явлениях. Окисление на воздухе, горение, подгорание пищи на перегретой сковороде, получение металлов из руд — всё это химические явления. Химические явления, которые называют химическими реакциями, сопровождаются превращением одних веществ в другие. Вам известно, что железо во влажном воздухе ржавеет. При этом оно превращается в порощок бурого цвета — ржавчину. Ржавчина — это уже не железо, а соверщенно другое вещество. В результате химической реакции всегда образуются новые вещества, которые отличаются от исходных составом и свойствами. Атомы в химических превращениях остаются неизменными, происходит только их перераспределение. Таким образом, при физических явлениях качественный и количественный состав веществ сохраняется, при химических состав исходных веществ не сохраняется, они превращаются в другие вещества. УСЛОВИЯ ВОЗНИКНОВЕНИЯ И ТЕЧЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Цля начала хи.мической реакции реагирующие вещества необходимо привести в тесное соприкосновение. Че.м боль-ще площадь их соприкосновения, тем легче протекает реакция. Например, полено труднее поджечь, чем тонкие лучинки. Наиболее тонкое измельчение (дробление) веществ происходит при их растворении, поэтому многие реакции между твёрдыми веществами проводят в растворах. Химические свойства вещества Химические явления 99 ( Иногда соприкосновения реагирующих веществ недостаточно для начала реакции. Из повседневного опыта вам известно, что метан (основная составная часть бытового газа) при с.мешивании с воздухом при обычной температуре не загорается. Для того чтобы началась химическая реакция, во многих случаях необходимо нагревание веществ до определённой температуры. Так, метан загорается только после предварительного нагревания (поджигания). На течение химических реакций нагревание влияет по-разному. В одних случаях (горение метана, магния, древесины, угля и других веществ) нагревание требуется лищь для возникновения реакции, оно даёт ей как бы толчок, а затем реакция идёт сама собой за счёт выделяющейся в ходе её теплоты. Такие реакции называют экзотермически.ми (см. § 30). В других случаях (реакции разложения) требуется непрерывное нагревание, так как при реакции теплота не выделяется, а поглощается. Такие реакции называют эндотермическими (см. § 30). Признаки химических реакций Рис. 13. Реакция, протекаюшая с изменением цвета ПРИЗНАКИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ О протекании химических реакций можно судить по ряду внещних признаков. Рассмотрим основные признаки химических реакции. ___^ Изменение цвета. Если к бесцветному раствору иодида калия прибавить хлорную воду, то в результате химической реакции образуется раствор иода краснокоричневого цвета. При растворении никеля в соляной кислоте образуется раствор изумрудно-зелёного цвета (рис. 13). Образование осадка. Если к бесцветному раствору иодида калия прибавить бесцветный раствор нитрата свинца(П), то образуется осадок жёлтого цвета (рис. 14). 100 \ \ \ Рис. 14. Образование осадка Выделение газа. Если в пробирку с соляной кислотой поместить кусочек мела (карбонат кальция), то мы увидим бурное выделение углекислого газа. Железный гвоздь, опушенный в раствор серной кислоты, покрывается пузырьками газа. Это водород (рис. 15). Выделение или поглощение теплоты. Если к раствору серной кислоты добавить раствор щёлочи, то пробирка, в которой протекает реакция,станет тёплой. Ихтучение света. Реакцию, сопровождающуюся излучением света, вы наблюдаете всякий раз, когда зажигаете спичку. Если поджечь ленту металла магния, то она будет гореть ярким пламенем с образованием белого вещества — оксида магния (рис. 16). Появление запаха. Если в раствор сульфида натрия добавить соляную кислоту, то появится запах тухлых яиц — это запах газа сероводорода. / Рис. 15. Выделение газа: а — взаимодействие карбоната кальция CaCOj с соляной кислотой НС1; б — взаимодействие железа Fe с раствором серной кислоты H2SO4 /ф $ Рис. 16. Излучение света: а — горение спички; б — горение магния 101 О Лабораторный опыт 5 ФИЗИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ Возьмите тонкую стеклянную трубку за её концы двумя руками и внесите среднюю часть трубки в пламя. Когда стекло сильно накалится, попытайтесь трубку согнуть или растянуть (рис. 17). Изменилось ли стексто? Получилось ли новое вещество при нагревании стеклянной трубки? Рис. 17. Сгибание стеклянной трубки Лабораторный опыт 6 ХИМИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ Накалите в пламени спиртовки медную пластинку (рис. 18) или медную проволоку. Через некоторое время выньте пластинку из пламени, охладите её и счистите на бумагу (ножом или лучинкой) образовавшийся чёрный налёт. Повторите нагревание и снова счистите получившийся налёт. Образовалось ли новое вещество при прокаливании меди? Медную пластинку необходимо держать тигельными щипцами. Рис. 18. Накаливание медной пластинки 1. Используя знания по физике, биологии, географии и свой жизненный опыт, приведите примеры физических и химических явлений, а также их применения человеком. 0 0102 О 2. Из перечисленных явлений зические процессы: а) прокисание молока; б) образование снежинок; в) ковка металла; г) брожение пива; д) протухание куриного яйца; е) прогоркание масла; К химическим свойствам а) горение; б) электропроводность; выпишите отдельно химические и фи- ж) вспышки при коротком замыкании; з) выгорание краски на свету; и) ржавление железного гвоздя; к) северное сияние; л) горение бензина, вещества не относят: в) изменение цвета при нагревании; г) взаимодействие с кислотами. 4. Приведите примеры влияния условий на течение реакций. 5. Массовые доли водорода и кислорода в оксиде водорода равны соответственно 11 и 89%. Установите простейшую формулу этого оксида. 4.1.4.2 §29 ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ. УРАВНЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Закон сохранения массы веществ при химических реакциях установлен в XVIII в. опытным путём русским учёным М. В. Ломоносовым и, независимо от него, французским химиком А. Лавуазье. М. В. Ломоносов проводил опыты по обжигу металлов в запаянных стеклянных сосудах (ретортах), «дабы исследовать, прибывает ли вес металла от чистого жару», и обнаружил, что «без пропушения внешнего воздуха вес металла остаётся в одной мере». Результаты этих опытов он сформулировал в виде закона: «Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому. Так, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте». М. в. Ломоносов (1711-1765) 103 ф О о Закон сохранения массы веществ В настоящее время закон сохранения массы веществ формулируется следующим образом: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. Закон сохранения массы веществ объясняется тем, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают, общее число атомов не изменяется, а происходит лищь их перегруппировка. Так как образующиеся вещества состоят из тех же атомов, что и исходные вещества, а каждый атом имеет строго определённую массу, то масса исходных веществ и масса продуктов реакции должны иметь одинаковое значение. Справедливость этого утверждения можно продемонстрировать на опыте. Уравновесим на весах колбу с раствором хлорида железа(1П), в которую опущена пробирка с раствором гидроксила калия. При смещивании растворов происходит образование осадка бурого цвета (это признак химической реакции). Однако суммарная масса колбы с пробиркой не изменяется, равновесие весов сохраняется (рис. 19). Закон сохранения массы веществ является основным законом химии. На основе этого закона составляют уравнения химических реакций и проводят различные расчёты по уравнениям. а б Рис. 19. Опыт, демонстрирующий закон сохранения массы вешести при химических реакциях: а — до реакции; б — после реакции О ф 104 О СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Если состав веществ изображают при помощи химических формул, то химические реакции — при помощи уравнений. Уравнение химической реакции — это условная запись химической реакции с помощью химических формул. В каждом уравнении имеются две части, соединённые знаком равенства. В левой части записывают формулы исходных веществ. Исходные — это вещества, которые вступают в химическую реакцию, их иначе называют реагентами. В правой части записывают формулы веществ, которые образуются в результате реакции, их называют продуктами реакции. Химическую реакцию можно изображать молекулярным уравнением. Молекулярное уравнение — это уравнение, в котором как исходные вещества, так и продукты реакции записаны в виде молекул. Так, описанный выще опыт можно выразить молекулярным уравнением реакции: FeClj + ЗКОН = Ее(ОН)з| + ЗКС1 бледно- бесцветный бурый жёлтый раствор осадок раствор Если химическая реакция протекает с образование.м осадка, то в уравнении справа от формулы осадка ставят стрелку, направленную вниз (|). Если в результате реакции образуется газ, то справа от формулы газа ставят стрелку, направленную вверх (|). Процесс составления уравнения химической реакции состоит из двух стадий (этапов). 1. Составление схемы реакции. Схема реакции показывает, какие вещества вступили во взаимодействие и какие получились в результате реакции, т. е. выражает только качественную сторону реакции. При составлении схемы реакции нужно помнить, что молекулы простых газообразных веществ почти всегда состоят из двух атомов (Oj, Clj, Hj и т. д.). 2. Подбор коэффициентов к формулам веществ. Для того чтобы схему реакции преобразовать в уравнение реакции, необходимо подобрать коэффициенты так. чтобы число атомов каждого элемента в левой и правой частях было одинаково. Уравнение химической реакции Молекулярное уравнение Составление уравнения химической реакции 1О50-( О \lJ Правила подбора коэффициентов ♦ Если число атомов какого-то элемента в одной части схемы реакции чётное, а в другой нечётное, то перед формулой с нечётным числом атомов надо поставить коэффициент 2, а затем уравнивать число всех атомов. ♦ Расстановку коэффициентов следует начинать с наиболее сложного по составу вещества и делать это в следующей последовательности: уравнять число атомов металлов, кислотных остатков (атомов неметаллов), атомов водорода, кислорода. ♦ Если число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения одинаково, то коэффициенты определены верно. ♦ После этого стрелку между частями уравнения, которая указывает только направление процесса, можно заменить знаком равенства, указывающим на то, что число атомов каждого элемента в левой и правой частях одинаково. ♦ Коэффициенты в уравнении химической реакции не должны иметь общих делителей. Задание 1. Составьте уравнение химической реакции, протекающей при взаимодействии алю.миния с кислородом. Решение 1. Составим схему реакции. Для этого в левой части запи-щем формулы исходных веществ (А1 и О,), соединим их знаком плюс, а затем постави.м стрелку (—* ): А1 + О2 ^ В правой части (после стрелки) запищем фор.мулу продукта реакции: А1 + О2 Исходные вещества (реагенты) - АЬОз Образовавшееся вещество (продукт реакции) 2. Подберём коэффициенты к формулам веществ. Число атомов кислорода в правой части схемы нечётное, а в левой — чётное, поэтому перед формулой оксида алюминия AljOj ставим коэффициент 2: А1 + О 2AI2O3 О 0106 О 2A1203 в правой части схемы crajio четыре атома алюминия, а в левой части — только один. Следовательно, чтобы уравнять число атомов алюминия, надо перед его формулой в левой части поставить коэффициент 4: 4А1 + О, Теперь число атомов алюминия в обеих частях схемы одинаково. Но в правой части схемы шесть атомов кислорода, а в левой части — только два атома. Для уравнивания числа атомов кислорода нужно в левой части перед формулой кислорода поставить коэффициент 3: 4AI + ЗО2 ^ 2AI2O3 Число атомов каждого элемента в левой части стало равно числу атомов в правой части, значит, стрелку можно заменить знаком равенства: 4А1 + ЗО2 = 2А]20з Последняя запись — это уравнение химической реакции, из которого следует, что при взаимодействии четырёх атомов алюминия А1 и трёх молекул кислорода Oj образуется две молекулы оксида алюминия AI2O3. Задание 2. Составьте уравнение химической реакции, протекающей между гидроксидом железа(П1) и серной кислотой с образованием сульфата железа(1П). Решение 1. Составим схему реакции: Fe2(S04), + HjO сульфат железа(1Н) 2. Подберём коэффициенты к формула.м веществ. Подбор коэффициентов начинаем с наиболее сложного по составу вещества — Ре2(504)з. В составе этого вещества два атома железа, а в составе Ре(ОН)з — один атом. Следовательно, перед формулой Ре(ОН)з надо поставить коэффициент 2: 2Ре(ОН)з + H2SO4 -* Ре2(504)з + HjO Затем уравниваем число кислотных остатков SO4. В составе соли Ре2(504)з — три кислотных остатка SO4, на образова- Ре(ОН)з + H2SO4 гидроксид железа(1П) 107ф^ О ние которых требуются три молекулы серной кислоты. Следовательно, перед формулой H2SO4 надо поставить коэффициент 3: 2Ре(ОН)з + 3H,S04 —* Ре2(504)з + Н2О Осталось уравнять число атомов водорода и кислорода. В левой части схемы в двух «молекулах» гидроксида желе-за(111) содержится шесть (2 • 3) атомов водорода и в трёх молекулах серной кислоты также содержится шесть (3 • 2) атомов водорода. Все атомы водорода (6 + 6 = 12) пошли на образование молекул воды. Следовательно, образуется 6 молекул воды и схема принимает вид: 2Ре(ОН)з + 3H2SO4 — Ре2(504)з + 6Н2О Сравнив число атомов кислорода в левой и правой частях схемы, устанавливаем, что оно одинаково (в левой части 18 и в правой 18), поэтому стрелку заменяем знаком равенства: 2Ре(ОН)з -Н 3H2SO4 = Ре2(504)з -Ь 6Н2О 4.3, 4.4 1. Закону сохранения массы веществ не соответствует запись: а) Нг + С12 = 2НС1: в) PgOg + HgO = Н3РО4: б) 2Mg + Oj = 2MgO; г) CaO + H2O = Са(ОН)2. 2. Составьте уравнения химических реакций по следующим схемам: а) Р + О2 - Р2О5: б) А12(504)з + КОН - А1(ОН)з| + K2SO4: в) гидроксид железа(111) + азотная кислота ^ — нитрат железа{111) + вода; г) гидроксид кальция + соляная кислота ^ —* хлорид кальция + вода. §30 ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Химических реакций, как и веществ, очень много. Чтобы легче изучать химические реакции, их, как и вещества, классифицируют по определённым признакам. в 0108 О Существует несколько способов классификации химических реакций. КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ПРИЗНАКУ ВЫДЕЛЕНИЯ ИЛИ ПОГЛОЩЕНИЯ ТЕПЛОТЫ В процессе химической реакции происходит перегруппировка атомов за счёт разрыва связей в молекулах исходных веществ и образования новых химических связей в молекулах продуктов реакции. В этом заключается сущность химических реакций. Лзя разделения молекул на атомы, т. е. на разрыв химических связей между атомами, нужно затратить энергию. При соединении же атомов в молекулу энергия, наоборот, выделяется. В зависимости от соотношения энергии разрыва и энергии образования соответствующих связей любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии. Обычно энергия выделяется или поглощается в форме теплоты. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называют тепловым эффектом реакции. Его обозначают латинской буквой Q («ку») и выражают в килоджоулях (кДж). При определении теплового эффекта химической реакции необходимо, чтобы исходные вещества и продукты реакции находились в одинаковых условиях. Реакции, которые протекают с выделением теплоты, называют экзотермическими. В переводе с греческого приставка экзо означает «наружу». Для экзотермических реакций Q>Q (+Q). Например: Н-^Н + С1-С1 = H-CI + Н-С1 + 184,6 кДж. Знак показывает разрыв связей в молекулах водорода и хлора. Из примера следует, что на разрыв связей в молекулах и CI2 энергии затрачивается меньше, чем выделяется при образовании связей в двух молекулах НС1, поэтому данная реакция — экзотермическая (рис. 20). Тепловой эффект реакции Q Экзотермические реакции 2 Рис. 20. Горение водорода в хлоре 1091 Р Термохимическое уравнение Эндотермические реакции Уравнение, в котором указан тепловой эффект реакции, называют термохимическим. В термохимических уравнениях обязательно указывают агрегатное состояние веществ: г. — газообразное, ж. — жидкое и ТВ. — твёрдое. Например; Н2(г.) + С12(г.) = 2НС1 (г.) + 184,6кДж 1 моль I моль 2 моль Данное термохимическое уравнение показывает, что при взаимодействии 1 моль водорода и 1 моль хлора образуется 2 моль хлороводорода и выделяется 184,6 кДж теплоты. В термохимических уравнениях экзотермических реакций тепловой эффект в общем виде указывают со знаком «-Н»: Н2(г.) + С12(г.) = 2HCI (г.) -Ь Q Экзотермическими являются многие реакции горения, соединения, нейтрализации и др. Если реакция экзотермическая, то нагревание веществ необходимо только для её начала, затем процесс протекает самопроизвольно за счёт выделяющейся теплоты. Реакции, которые протекают с поглощением теплоты, называют эндотермическими. Приставка эндо означает «внутрь». Для эндотермических реакций Q < О (-Q). Например: N2(r.)-Ь 02(г.) = 2NO (г.) - 180,8 кДж Из примера следует, что на разрыв связей в молекулах азота и кислорода энергии затрачивается больще, чем выделяется при образовании связей в двух молекулах N0, поэтому данная реакция — эндотермическая, её уравнение можно записать так: N2(r.) + 02(г.) = 2NO(r.)-Q Эндотермическими являются многие реакции разложения, они, как правило, протекают при постоянном нагревании, на что указывает символ t над знаком равенства в уравнении. 110 КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ЧИСЛУ И СОСТАВУ ИСХОДНЫХ ВЕЩЕСТВ И ПРОДУКТОВ РЕАКЦИИ Реакции соединения — это реакции, в результате которых из двух или нескольких простых или сложных веществ образуется одно новое сложное вещество. Например: ♦ Взаи.модействием металла или неметалла с кислородом получают оксиды (рис. 21): С -ь О2 = СО2 4Р+ 502 = 2Рз05 S -ь О2 — SO2 Реакции соединения Рис. 21. Горение веществ в кислороде ♦ Взаимодействием .металла с неметалло.м получают соли (рис. 22): 2Fe + 3CI2 = 2РеС1з ♦ Взаимодействием некоторых оксидов с водой получают Cl, кислоту или основание: SO3 + HjO = H2SO4 СаО-ь Н20 = Са(0Н)2 Реакции разложения — это реакции, при которых из одного сложного вещества образуются два или несколько новых веществ. Рис. 22. Горение железа в хлоре Реакции разложения 111 HgO Реакции замещения i Г 1 Рис. 23. Разложение оксида ртути(И) Например: ♦ При нагревании оксида ртути(И) образуется ртуть и выделяется кислород (рис. 23): 2Hg0 = 2Hg + 02t На образование газа в уравнении реакции указывают стрелкой, направленной вверх (Т). ♦ При прокаливании известняка (карбоната кальция) СаСОз получают негашёную известь (оксид кальция) СаО и углекислый газ (оксид углерода(1У)) COj: СаСОз = СаО + COjt Реакции замещения — это реакции между простым и сложным веществами, при протекании которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе с образованием нового сложного и нового простого веществ. Например: ♦ Если в раствор серной кислоты опустить гранулы цинка, то наблюдается выделение пузырьков газа: H,S04 + Zn = ZnSO^ + Hji ♦ Если в раствор сульфата меди(Н) голубого цвета опустить очищенный железный гвоздь, то гвоздь покрывается налётом меди, а раствор из голубого (цвет CUSO4) становится зеленоватым (цвет FeS04), так как вместо сульфата меди(П) образуется сульфат железа(Н): CUSO4 + Ее = FeS04 + Си • 0II2 О Реакции обмена — это реакции между двумя сложными веществами, при протекании которых они обмениваются своими составными частями. В результате реакций обмена образуются два новых сложных вещества. Например: ♦ При взаимодействии раствора хлорида железа(1П) с раствором гидроксида натрия выпадает осадок гидроксида железа(1И). На образование осадка в уравнении реакции указывают стрелкой, направленной вниз (j): FeCl, + 3NaOH = Ре(ОН)з| + 3NaCl Реакции обмена ♦ Если к раствору ортофосфата калия добавить раствор сульфата магния, то выпадет осадок ортофосфата магния: 2К3РО4 + 3MgSO. = Мез(Р04)з1 + 3K2SO4 ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 1. Реакция соединения. Вспомните проделанный ранее опыт 6 (см. с. 102, рис. 18). Напишите уравнение реакции и назовите образовавшееся вещество. Укажите тип реакции. 2. Реакция разложения. Получите у учителя пробирку с гидроксидом меди(П). Отметьте его цвет. Осторожно нагрейте пробирку в пламени спиртовки (повторите меры предосторожности, с. 200, п. 3). Что наблюдаете? Напишите уравнение реакции и назовите вещества, образующиеся при нагревании гидроксида меди(П). Укажите тип реакции. 3. Реакция замещения. В пробирку налейте 2—3 см^ раствора сульфата меди(П) и отметьте его цвет. Осторожно опустите в раствор предварительно зачищенный железный гвоздь. Через несколько минут внимательно его осмотрите. Отметьте, чем покрылась поверхность гвоздя, как изменился цвет раствора. Напишите уравнение реакции и назовите образовавшиеся вещества. Укажите тип реакции. Лабораторный опыт? 11300 о 4,5.4 6.4 7 1. Перепишите приведённые ниже схемы химических реакций в тетрадь, расставьте коэффициенты и укажите, к какому типу можно отнести каждую химическую реакцию: I А, , о f. в) А1 + S AI2S3: г) MgClj + NaOH ^ Mg(OH)2i -н NaCI, а) МдСОз — МдО + СОз; б) Мд + HCI - МдС1г+ Hjt; 2. Допишите уравнения следующих реакций и укажите тип каждой из них: а) А1 + О2 — ...: в) CaClj + NajCOj — ...; б) CUSO4 + Mg - ... + Си; г) Си(ОН)2 - СиО + . . 3. Распределите химические реакции, протекающие в соответствии с приведёнными ниже схемами, на две группы: экзо- и эндотермические; расставьте коэффициенты: а) Ре(ОН)з РезОэ + НзО; в) СаСОд -’■* CaO + COgt: б) H2+F2-’HF; г)С0 + 02-С02. fjl 4. Установите соответствие. Уравнение реакции 1) N2O5+ Н20 = 2НМ0з 2) С12+2КВг = 2КС1 + ВГг 3) АдМОз + NaCI = АдСЦ + NaNOg Тип реакции A) разложения Б)соединения B) замещения Г) обмена 4)2Ре(ОН)з= РегОз + ЗНзО §31 РАСЧЁТЫ ПО УРАВНЕНИЯМ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Прежде чем перейти к расчётам по уравнениям химических реакций, нужно выяснить, какую информацию о реакции можно получить из её уравнения. Например: 2Нз + Оз = 2Н,0 Уравнение этой реакции отражает: ♦ качественную сторону реакции (при взаимодействии водорода с кислородом образуется вода); 1-0114 О ♦ тип реакции (реакция соединения); ♦ количественную сторону реакции: Значения относительных молекулярных масс вешеств (М^) Значения молярных масс веществ (М, г/моль) Количество вещества (v, моль) Масса вещества {т, г) т = М -v Масса веществ до реакции равна массе веществ после реакции (г) Число структурных единиц (атомов, молекул) N(X) = Л^д ■ v(X) Соотнощение количеств веществ, участвующих в реакции 2И, + О, = 2НзО 2 32 18 2 г/моль 32 г/моль 18 г/моль 2 моль 1 моль 2 моль 4г 32 г 36 г 4г + 32 г = 36 г 12- 10” 6- 10” 12- 10” v(H,):v(02):v(H20) = 2: 1:2 Алгоритм решения расчётных задач по уравнениям химических реакций 1. Составить уравнение химической реакции. 2. В уравнении одной чертой подчеркнуть формулу вещества, масса которого указана в условии задачи, а двумя чертами — формулу того вещества, массу которого требуется вычислить. 3. Под формулами этих веществ указать количество вещества (число молей) согласно уравнению реакции (оно соответствует коэффициенту, стоящему перед формулой вещества в уравнении реакции). 4. По массе вещества, заданной в условии задачи, вычислить количество вещества: v( вещества) = ffi( вещества) М(вещества) Алгоритм решения задач Поставить полученное значение над формулой этого вещества. 115| 5. Над формулой вещества, масса которого неизвестна, поставить X моль. 6. По уравнению реакции установить соотношение количеств веществ и найти искомую величину. 7. Записать ответ. Задача 1. Вычислите массу и количество вещества оксида магния, образовавшегося при полном сгорании 24 г магния. Дано: m(Mg) = 24 г Решение 1. Прежде всего определяем, какое количество вещества составляют 24 г магния: w(Mg) 24 г v(Mg) = .... . ■ ; v(Mg) = —;--= 1 моль. ^ A/(Mg) ® 24г/моль Найти: v(MgO) m(MgO) 2. Составляем уравнение реакции горения магния (взаимодействия его с кислородом воздуха) и подчёркиваем формулу магния одной чертой, а оксида магния — двумя. Над формулами этих веществ указывае.м данные задачи: количество вещества магния (v(Mg)= 1 моль) поставим над формулой магния, а х моль — нал фор.мулой оксида магния: 1 MO.Ib X моль 2Mg + О2 = 2MgO 2 моль 2 моль 3. На основании уравнения реакции определяем соотношение количеств веществ Mg и MgO и находи.м количество вещества оксида магния (v(MgO)). Для этого составляем пропорцию и решаем её: I моль X моль отсюда 2 моль 2 моль’ 1 моль • 2 моль X = = I моль. 2 моль 4. Находим массу оксида магния: m(MgO) = v(MgO) • M(MgO); m(MgO) = 1 моль ■ 40 г/моль = 40 г. Ответ: v(MgO) = 1 моль; m(MgO) = 40 г. 0-Q116 О Задача 2. Вычислите массу алюминия, который вступил в реакцию с серой, если при этом образовапось 0,2 моль сульфида алюминия. Дано: у(А125з) = 0,2 моль Найти: т(А1) Решение 1. Составляем уравнение реакции, подчёркиваем необходимые формулы веществ, указываем данные над и под формулами: -V моль 0,2 моль 2А1 + 3S =А1^з 2 моль 1 моль ш 2. На основании уравнения реакции находим соотношение количеств веществ А1 и AI2S3 и определяем количество вещества апюминия. Для этого составляем пропорцию и решаем её: хмоль 0,2 моль отсюда 2 моль 1 моль ■ 2 моль ■ 0,2 моль X =--------,_____________= 0,4 .моль. 1 моль 3. Рассчитываем массу атюминия: т(А1) = v(Al) ■ М(А1); т(А1) = 0,4 моль • 27 г/моль = 10,8 г. Ответ: т(А1) = 10,8 г. РАСЧЁТЫ ПО ТЕРМОХИМИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЯМ По термохимически.м уравнениям реакций также можно проводить различные расчёты. Для этого нужно записать само уравнение, затем на основании данных в условии задачи составить пропорцию и решить её. II70O О Задача 3. По термохимическому уравнению 2СО (г.) + 02(г.) = 2С02(г.) + 566 кДж вычислите количество теплоты, выделяющейся при сгорании: а) 5 моль угарного газа (оксида углерода(И)); б) 84 г угарного газа. Решение задачи 3, а 1. Перепишем уравнение реакции горения угарного газа и расставим имеющиеся данные: 5 .моль л- кДж 2СО (г.) + Oj (г.) = 2СОз (г.) + 566 кДж 2 моль 2. Вычислим количество теплоты, которая выделится при сгорании 5 моль угарного газа: 5 моль JC кДж 2 моль 566 кДж ’ 5 моль • 566 кДж 2 моль = 1415 кДж. Решение задачи 3, б 1. Вычислим количество вещества сгоревшего оксида уг-лерода(П): 84 г /w(CO) ^<СО)= v(CO)- 28г/моль = 3 моль. 2. Перепишем уравнение реакции горения угарного газа и расставим имеющиеся данные: 3 моль л кДж 2СО (г.) + О2 (г.) = 2СО2 (г.) + 566 кДж 2 моль 3. Вычислим количество теплоты, которая выделится при сгорании 3 .моль угарного газа: О 0118 О 3 моль jc кДж 2 моль 566 кДж ’ 3 моль • 566 кДж д: = ---=--------- = 849 кДж. 2 моль Ответ: а) при сгорании 5 моль СО выделится 1415 кДж теплоты; б) при сгорании 84 г СО выделится 849 кДж теплоты. Задача 4. Составьте термохимическое уравнение реакции горения алюминия, если известно, что при сгорании 54 г алюминия выделилось 1582 кДж теплоты. Решение 1. Вычислим количество вещества сгоревшего алюминия: т(А\) v(Al) = М(А1) 54 г v(Al) = —:-------= 2 моль. 27 г/моль 2. Составим уравнение реакции торения алюминия и расставим данные: 2 моль 1582 кДж 4А1 (ТВ.) + 30, (г.) = 2А120з(тв.) + Q 4 моль X кДж При этом X кДж ставим под символом Q, так как тепловой эффект реакции неизвестен. 3. Вычислим количество теплоты, которая выделится при сгорании 4 моль алюминия. При сгорании 2 моль А1 выделяется 1582 кДж, при сгорании 4 .моль А1 выделяется х кХ1ж; 2 моль _ 1582 кДж 4 моль X кДж ’ 4 моль • 1582 кДж X = = 3164 кДж. 2 моль 4. Записываем термохимическое уравнение реакции: 4А1(тв.) + 302(г.) = 2А120з(тв.) +3164кДж Ответ; 4А1 (тв.) + ЗО2 (г.) = 2AI2O3 (тв.) +3164кДж. т 1. при сжигании дров в печи образуется зола. Масса золы значительно меньше массы сгоревших дров. Объясните, как это согласуется с законом сохранения массы веществ при химических реакциях. 2. При сжигании 10 кг угля (углерода) получают больше 10 кг углекислого газа COg. Объясните, за счёт чего масса углекислого газа больше массы использованного угля. 3. Вычислите массу и количество вещества серы, вступившей в реакцию с железом, если при этом получилось 44 г сульфида железа(И). 4. Определите массу водорода, необходимого для получения 1,8 • молекул воды. 5. Рассчитайте массу оксида меди{11), который потребуется для получения 3 моль меди по реакции СиО+ Нг = Си + HjO. 6. Рассчитайте количество всех веществ, участвующих в реакции 4Р + 502 = 2Рг05, если прореагировало 310 г фосфора. 7. Составьте термохимическое уравнение реакции горения угля (углерода), если известно, что при сгорании 60 г углерода выделилось 1967,5 кДж теплоты. 8. По термохимическому уравнению 2МНз(г.) ^ЗНг(г.) + М2(г.)-92кДж вычислите количество теплоты, необходимой для разложения: а) 85 г аммиака; б) 3 моль аммиака. 9. По термохимическому уравнению S (ТВ.) -t- 02(г.) = S02(r.) + 396 кДж рассчитайте массы серы и кислорода, которые необходимы для получения оксида cepbi(IV), если в результате реакции выделилось 1980 кДж теплоты. §32 3^ ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ Атомно-молекулярное учение начал разрабатывать и впервые применил в химии русский учёный М. В. Ломоносов в середине XVIII в. Впоследствии оно получило развитие в трудах английского О ф120 О учёного Дж. Дальтона. И лишь к середине XIX в. атомно-молекулярное учение окончательно утвердилось в химии. Основные положения атомно-молекулярного учения с учётом современных представлений можно сформулировать следующим образом; 1. Существуют вещества молекулярного и немолекулярного строения. 2. У веществ молекулярного строения в твёрдом состоянии в узлах кристаллических рещёток находятся молекулы. 3. У веществ не молекулярного строения в узлах кристаллических рещёток находятся ионы или атомы. 4. Между молекулами имеются промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния вещества и его температуры. Наибольщие расстояния существуют между молекулами газов, поэтому газы легко сжимаются. В твёрдых веществах промежутки между частицами наименьщие, и соответственно эти вещества почти не подвержены сжатию. 5. Молекулы находятся в непрерывном движении. Скорость их движения зависит от температуры. С повыщением температуры скорость движения молекул возрастает. 6. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических разрущаются. 7. Молекулы состоят из атомов, которые, как и молекулы, находятся в непрерывном движении. Одной из форм движения атомов является химическая реакция. 8. Атомы одного элемента отличаются от атомов другого элемента размером, массой и свойствами. 9. Атомы при хи.мических реакциях сохраняются. 10. Химическая реакция заключается в образовании новых веществ из тех же атомов, из которых состояли исходные вещества. Атомно-молекулярное учение составляет теоретическую основу современной химии. Химия стала наукой лищь с тех пор, когда превращения веществ начали рассматривать с позиции атомно-молекулярного учения. Атомно- молекулярное учение Дж. Дальтон (1766-1844) I21 — \ Жизнь и деятельность М. В. Ломоносова Михаил Васильевич Ломоносов родился в 1711 г. в деревне Мишанинской Архангелогородской губернии в семье рыбака-помора. Обучившись чтению и письму у односельчанина, мальчик скоро перечитал все книги, какие только мог достать в деревне. Огромная любознательность и страстная тяга к знаниям побудили его в возрасте 19 лет покинуть родные места. Зимою 1730 г. Михаил Ломоносов пешком отправилея в Москву, где добился зачисления в Славяно-греко-латинскую академию. Блестящие способности и упорный труд выдвинули М. В. Ломоносова в число лучших учеников. В 1735 г. он был переведён в Петербург для обучения в университете при Академии наук, а в следующем году отправлен в Германию для изучения металлургии и горного дела. Вскоре после возвращения на Родину в 1741 г. М. В. Ломоносов становится профессором химии Академии наук и художеств. М. В. Ломоносов принадлежал к числу тех редких, исключительно одарённых натур, научные идеи которых на многие десятилетия опережают свою эпоху. Так, он считал, что все тела состоят из «корпускул» (молекул) — мельчайших частиц, имеющих массу и обладающих всеми свойствами вещества, а «корпускулы» состоят из «элементов» (атомов). Его кипучая научная и практическая деятельность отличалась поразительной широтой и разносторонностью. Он создал первую в России химическую лабораторию, активно способствовал внедрению в химию количественных методов исследования, открыл закон сохранения материи. Применяя физические законы к объяснению химических явлений, он заложил основы новой науки — физической химии. М. В. Ломоносов был основателе.м ряда химических производств в России, в том числе производства стекла и фарфора, возродил производство смальты, которую использовал для создания мозаик. Он сконструировал ряд оптических приборов, открыл атмосферу на планете Венера, описал строение Зе.мли, объяснил происхождение многих полезных ископаемых, опубликовал руководство по металлургии. По словам академика Н. И. Вавилова, «достигнутое им одним в области физики, химии, астроно.мии, приборостроения, гео- 9 QI22 е логии, географии, языкознания, истории достойно было бы деятельности целой академии». По настоянию М. В. Ломоносова и по его проекту в 1755 г. был открыт Московский университет, который теперь носит его имя. 1. Из перечня: азот, вода, алюминий, водород, углекислый газ, железо, поваренная соль, сахар, бензин — выпишите названия веществ: а) практически несжимаемых; б) легко сжимаемых. 2. Объясните распространение запаха пролитой уксусной кислоты по всему помещению. @ 3. Вещества с ионной кристаллической решёткой: а) оксид cepbi(IV) и хлорид калия; б) хлорид фосфора(\/) и оксид магния; в) оксид углерода(1\/) и хлороводород; г) фторид натрия и оксид калия. @ 4. В приведённом перечне: железо, озон О3, хлорид кальция, оксид натрия, сероводород, оксид азота(И), азот — число веществ с ионной и молекулярной кристаллической решётками соответственно равно: а)1иЗ: б) 2 и 4; в) 3 и 3; г) 4 и 2. 5. В реакцию вступило 1 моль кислорода и 2 моль водорода. Докажите, что атомы при химических реакциях сохраняются. 6. В одном из опытов М. В. Ломоносов поместил в стеклянный сосуд свинцовые опилки, запаял сосуд, взвесил его, затем нагрел. Свинец расплавился, а потом покрылся с поверхности тонкой плёнкой оксида. Когда после охлаждения учёный вновь взвесил сосуд, оказалось, что масса сосуда с содержимым осталась неизменной. Однако после того как был отломан запаянный кончик, масса сосуда (вместе с отломанным кончиком) оказалась больше его первоначальной массы. Объясните результаты опыта. 7. Объясните, почему при горении спиртовки масса спирта постоянно уменьшается. Не нарушается ли при этом закон сохранения массы веществ? 8. Разработайте проект, посвящённый трудам М.В. Ломоносова в области химии: выберите тему, найдите материал в дополнительной литературе или Интернете, подготовьте сообщение и, если хотите, презентацию. Растворы. Электролитическая диссоциация §33 Чистые вещества ЧИСТЫЕ ВЕЩЕСТВА И СМЕСИ ВЕЩЕСТВ Одна из задач химии — изучение свойств вешеств. Идя этого вещества должны быть чистыми, не содержать примесей других вешеств. Чистыми называют вещества, которые обладают постоянными физическими свойствами. Физические свойства чистых вешеств определяются опытным путём и приводятся в справочниках. Если свойства вещества (например, температура плавления и кипения, плотность) известны, то можно установить, является ли чистым какой-либо образец вещества. Для этого нужно определить температуру плавления, плотность или другое свойство изучаемого образца и сравнить его с известным свойством чистого вещества. Если измеренное значение совпадает со справочным, то вещество чистое. Но в жизни мы редко встречаемся с чистыми веществами, чаше — со смесями вешеств. Воздух — это смесь азота, кислорода и других газов, морская вода — смесь воды и растворённых солей. Если чистые вещества обладают постоянными свойствами, то смеси не имеют постоянных свойств. Примеси сильно влияют на собственные свойства вешеств. Так, чистая вода замерзает при температуре О °С, тогда как морская вода — при температуре —1,9 °С; совершенно чистое железо не ржавеет на воздухе, а гвоздь, изготовленный из железа с И24 примесями, ржавеет; добавление в германий определённых примесей в количестве миллионных долей процента заметно увеличивает его электропроводность. Смеси характеризуются тем, что их состав и свойства непостоянны. Различают смеси однородные и неоднородные. Однородными называют такие смеси двух или нескольких веществ, в которых даже под микроскопом нельзя обнаружить частицы этих веществ. Например: растворы сахара или поваренной соли в воле, чистый воздух и др. Неоднородными называют такие смеси, в которых невооружённым глазом или при помощи микроскопа можно обнаружить частицы двух или нескольких веществ. Например: пыльный воздух, мутная вода, кровь, молоко и др. Так, молоко представляется нам однородной жидкостью при рассмотрении его невооружённым глазом. Если же каплю молока рассмотреть под микроскопом, то в нём ясно заметны капельки жира (рис. 24). СПОСОБЫ РАЗДЕЛЕНИЯ СМЕСЕЙ При образовании смесей вещества и их свойства сохраняются. Зная эти свойства, из смеси можно выделить составляющие её компоненты. Существуют различные способы разделения смесей. Ознакомимся с некоторыми из них. Отстаивание — это способ разделения смеси, который основан на различной плотности веществ. Этот способ можно использовать для выделения веществ из смеси, образованной нерастворимыми в воде веществами. Например, железные опилки от древесных можно отделить, взболтав эту с.месь с водой, а затем дав ей отстояться. Железные опилки опускаются на дно сосуда, а древесные всплывают, и их .можно слить вместе с водой (рис. 25). Таким же способом разделяют смесь, состоящую из воды и взмученного в ней мела или глины. Смеси надо дать отстояться: глина и мел осядут на дно. Затем воду можно осторожно слить. Однородные смеси Неоднородные смеси Рис. 24. Молоко под микроскопом Отстаивание 125 О Смесь древесных и железных опилок Древесные опилки Древесные опилки Вода Железные опилки Железные опилки а б в Рис. 25. Отделение железных опилок от древесных: а — высыпание смеси железных и древесных опилок в воду; б — разделение смеси в воде; в — сливание воды с всплывшими древесными опилками Процесс сливания жидкости с осадка называют декантацией. При этом можно воспользоваться сифоном (рис. 26). Способо.м отстаивания можно разделить также смесь малорастворимых друг в друге жидкостей. Например, смеси растительного масла с водой, бензина с водой, нефти с водой быстро расслаиваются, поэтому их разделяют с помощью делительной воронки (рис. 27) или колонки (рис. 28), а сливки из молока выделяют центрифугированием (на этом основано действие сепараторов). Масло Вола Рис. 26. Декантация с помощью сифона 0-0126 О Рис. 27. Делительная воронка Рис. 28. Нефтеотделительная колонка фильтрование (процеживание через пористые материалы: бумагу, вату, ткани и др.) — это способ разделения смеси, который основан на различной пропускной способности пористого материала — фильтра по отношению к составляющим смесь частицам. Фильтрованием отделяют твёрдые примеси от жидкости. В качестве фильтрующих применяют материалы, которые пропускают жидкость, но задерживают твёрдые примеси. Выбор фильтрующего материала зависит от свойств фильтруемой жидкости. В химической лаборатории для отделения твёрдых частиц от жидкости используют фильтры из фильтровальной бумаги. Для выделения поваренной соли из технической (смесь соли и песка) последнюю взбалтывают в воде и фильтруют (рис. 29). Песок остаётся на фильтровальной бумаге, а прозрачный раствор поваренной соли — фильтрат проходит через фильтр. В промышленности жидкости фильтруют через более прочные материалы — различные ткани. Для очистки питьевой воды на станциях водоочистки используют мелкий песок, в быту— марлю или вату. В тех случаях, когда фильтруемая жидкость разъедает ткань, в качестве фильтра используют стеклянную вату или стеклоткань. Например, для очистки концентрированного раствора щёлочи применяют стеклянную вату. Выделение веществ из однородной смеси можно произвести выпариванием. Фильтрование Фильтры Фильтрат Рис. 29. Фильтрование Выпаривание — это выделение нелетучих твёрдых веществ из раствора в летучем растворителе, в частности в воде. Чтобы растворённое вещество, например поваренную соль, выделить из раствора, его наливают в фарфоровую чашк>' и кипятят (рис. 30). Вода испаряется, а в фарфоровой чашке остаётся поваренная соль. Иногда применяют упаривание, т. е. частичное испарение (удаление) воды. В результате образуется более концентрированный раствор, при Выпаривание 127 i охлаждении которого растворенное вещество выделяется в виде кристаллов. Этот способ очистки веществ называют кристаллизацией. Если до растворения очищаемое вещество содержало растворимые примеси, то при кристаллизации вещество получается в чистом виде, а примеси остаются в растворе. Разделение смеси с помощью магнита основано на различии магнитных свойств веществ. Рис. 30. Выпаривание поваренной соли Этот способ можно наблюдать на следующем опыте. Смещаем серый порощок (опилки) железа с жёлтым порощком серы. Известно, что железо притягивается к матниту, а сера нет. Насыплем смесь на бумагу, накроем её другим листом бумаги и поднесём магнит (рис. 31). Приподняв магнит, мы увидим, что крупинки железа притянулись к нему (сквозь бумагу), а сера осталась. Мы убедились, что свойство железа притягиваться к .матниту в смеси сохранилось, и воспользовались им для разделения смеси. Очистка веществ и их выделение в чистом виде — одна из важных проблем химии. Рис. 31. Разделение смеси железных опилок с порошком серы при помоши магнита 0 0128 О 1. Выпишите из перечня отдельно названия веществ и смесей: железо, почва, кислород, воздух, молоко, речная вода, медь, поваренная соль, техническая соль, иод, йодная настойка. 2. К каким названиям нельзя применить слово «молекула»: а) углекислый газ; г) морская вода; б) молоко; д) воздух; в) дистиллированная вода; е)азот? @ 3. Только смеси названы в перечне: а) хлорид натрия, фосфор, молоко, оксид кальция; б) оксид магния, азот, столовый уксус, медь; в) морская вода, воздух, речной песок, техническая поваренная соль. 4. Какие способы можно применить для разделения следующих смесей: а) речного песка с древесными опилками; б) бензина с водой; в) мела с поваренной солью; г) речного песка с сахаром? Поясните, на каких свойствах компонентов смеси основано их разделение. 5. Составьте план выделения сахара из смеси его с песком и водой. Укажите, какие свойства веществ, составляющих смесь, при этом учитываются. 6. Вспомните из курса физики, на каком законе основана декантация с помощью сифона. 7. Приведите примеры разделения смесей в природе отстаиванием, фильтрованием, выпариванием. 8. Используя различные источники информации, найдите сведения о составе воздуха. Изобразите состав воздуха в виде диаграммы. §34 ПОНЯТИЕ О РАСТВОРАХ. ПРОЦЕСС РАСТВОРЕНИЯ. КРИСТАЛЛОГИДРАТЫ Из курса природоведения и повседневной жизни вам известно, что многие процессы, происходящие в природе, на производстве, а также осушествляе.мые в быту, происходят в растворах. Растворы имеют большое значение для живых ор-ганиз.мов. Человек, животные и растения усваивают пита- 1290O О Растворы Процесс растворения тельные вещества в виде растворов. Растворами являются физиологические жидкости — плазма крови, лимфа, желудочный сок и др. Многие медицинские препараты — это растворы различных веществ в воде или спирте. Природная вода — тоже раствор, содержащий и газообразные, и твёрдые вещества. Растворённый вводе кислород воздуха обеспечивает жизнь водных организмов. Многие технологические процессы в различных отраслях промышленности (получение мета.;ТЛОв, удобрений, красок, бумаги, продуктов питания, зубной пасты, лаков и т. д.) протекают в растворах. Растворы — это однородные смеси, содержащие не менее двух веществ. По агрегатному состоянию различают растворы твёрдые (сплавы мета.плов, например латунь), газообразные (смесь газов — воздух) и жидкие (раствор сахара в воде). Наиболее распространены жидкие растворы. Они состоят из растворителя (жидкости) и растворённых веществ (газообразных, твёрдых и жидких) и могут быть как водны.ми (растворитель — вода), так и неводными (растворители — спирт, эфир, бензин и др.). Чаше других встречаются водные растворы, так как в воде растворяются многие твёрдые, жидкие и газообразные вещества. Расс.мотрим, что же происходит с твёрдым веществом при внесении его в воду. С этой целью поместим в цилиндр с водой кристаллы медного купороса. Через некоторое время вокруг кристаллов вода окрасится в голубой цвет. Под BjiHHHHeM молекул воды происходит разрушение (дробление) кристаллической решётки .медного купороса и равно.мерное распределение (диффузия) образовавшихся частиц среди молекул воды. Это физическая сторона процесса растворения. Одновременно происходит взаимодействие молекул растворителя с частицами растворённого вещества — это химический процесс. На химический процесс, сопровождающий растворение, указывают те же признаки, по которым определяют химические реакции: выделение или поглощение теплоты, изменение цвета. Так, если в две пробирки налить воду и затем в одну из них прибавить твёрдую щёлочь NaOH, а в другую — нитрат аммония NH4NO3, то даже на ощупь легко убедиться, что в первом случае процесс растворения сопровождается повыше- О 30 нием температуры (экзотермический процесс), а во втором — понижением температуры (эндотермический процесс). Продуктами взаимодействия воды с частицами растворённого вещества являются гидраты. Процесс образования гидратов называют гидратацией. Гидраты — это нестойкие соединения, которые образуются при химическом взаимодействии молекул воды с частицами растворённого вещества. Гидраты, как правило, разлагаются при выпаривании растворов. Но иногда они настолько прочны, что при выделении растворённого вещества из раствора вода входит в состав его кристаллов. Например, если к сульфату меди(П) CuSO^ (по-рощок белого цвета) прилить воду, то получится раствор голубого цвета. При осторожном выпаривании данного раствора вместо белого порощка образуются кристаплы синего цвета. Это другое вещество — медный купорос. Химический анализ показывает, что в медном купоросе каждая «молекула» сульфата меди(П) связана с пятью молекулами воды. Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называют кристаллогидратами, а воду, входящую в их состав, — кристаллизационной. Состав кристаллогидратов изображают формулами, показывающими, какое количество вещества кристаллизационной воды содержит кристаллогидрат. Так, кристаллогидрат сульфата меди(П) (медный купорос) имеет формулу CUSO4 • SHjO (рис. 32). Превращение безводного сульфата меди(Н) в .медный купорос выражают уравнением: CUSO4 + ЗНзО = CUSO4 • ЗНр + Q При прокаливании медного купороса выделяется вода и вновь получается сульфат меди(П): CuSO. 3H20 = CuS04 + 3H20 Q Другие примеры кристаллогидратов: FeS04 • 7HjO же- Гидраты Кристалло- гидраты лезный купорос, CaS04 сода. 2Н2О — гипс, Na,CO, • 10Н,О Так как при растворении протекают и физические, и химические процессы, то растворы занимают промежуточ- б Рис. 32. Сульфат меди(11): а — безводный C11SO4; б — кристаллогидрат CuSO^ • SHjO 131 Сходства растворов с химическими соединениями Сходства растворов со смесями ное положение между смесями и химическими соединениями. Сходства растворов с химическими соединениями: ♦ растворы однородны и устойчивы, не осаждаются и не расслаиваются при длительном стоянии; ♦ процесс растворения сопровождается тепловыми эффектами. Сходства растворов со смесями: ♦ растворы не имеют постоянного состава, он может изменяться в широких пределах; ♦ растворы сохраняют многие свойства растворителя и растворённого вещества. Они могут быть легко разделены на составные части, как и смеси. При образовании растворов сохраняются только частицы, из которых состояли вещества: молекулы, ионы. Лабораторный опыт 8 ГИДРАТАЦИЯ СУЛЬФАТА МЕДИ(П) Насыпьте в пробирку немного сульфата меди(П) (порошок белого цвета) и добавьте несколько капель воды. Поставьте пробирку дном на ладонь. Наблюдайте за изменением окраски сульфата меди(Н) и изменением температуры пробирки. Почему изменился цвет сульфата меди(П)? Домашний эксперимент Рис. 33. Выращивание кристалла ВЫРАЩИВАНИЕ КРИСТАЛЛА Дистиллированную или кипячёную воду объёмом 300350 см’ нагрейте до 50-60 °С и перенесите в стеклянную банку. Затем вносите небольшими порциями медный купорос, перемешивая его стеклянной палочкой. Соль добавляйте до тех пор, пока она не перестанет растворяться. Если полученный раствор содержит видимые примеси, быстро профильтруйте его в широкогорлый сосуд (в качестве фильтра можно использовать бинт или марлю, сложенные в несколько слоёв). Сосуд оберните тканью для теплоизоляции. Возьмите тонкую капроновую нить и привяжите к середине палочки. Палочку положите поперёк отверстия сосуда, а свободный конец нити опустите в раствор почти до дна сосуда (рис. 33). Сосуд закройте тканью или бу.магой и поставьте в укромное место. Оф132 О Через 2-3 дня на нити образуются кристаллы. Можно попытаться вырастить один крупный кристалл. Для этого выньте нить, снимите с неё все кристаллики, кроме одного — самого крупного и имеющего правильную форму. Раствор вновь нагрейте до растворения всех выпавших кристалликов. Добавьте к раствору новую порцию соли. Как и в первый раз, соль прибавляйте до тех пор, пока она не перестанет растворяться. Повторно погрузите в раствор нить с кристаллом. Операцию повторяйте до получения крупного кристалла. Выращенный кристалл поместите в прозрачный сосуд и плотно закройте его. 1. Дайте определения понятий: «раствор», «гидратация», «гидраты», «кристаллогидраты», «кристаллизационная вода». 2. Какие бывают растворы по агрегатному состоянию? Приведите примеры. 3. Укажите признаки сходства и различия между смесями и растворами. Ответ подтвердите примерами. 4. Какими способами можно ускорить растворение твёрдого вещества в воде? 5. Приведите примеры участия растворителя в природных процессах. 6. Определите массовую долю (%) воды в медном купоросе. 7. В дополнительной литературе, Интернете найдите сведения о роли растворов в: а) природе; б) быту; в) промышленном производстве; г) сельском хозяйстве. Работайте в группе, совместно с товарищами, распределив обязанности. Подготовьте сообщение о роли растворов в такой форме, чтобы оно было понятно младшим школьникам. §35 МАССОВАЯ ДОЛЯ РАСТВОРЁННОГО ВЕЩЕСТВА В РАСТВОРЕ ПОНЯТИЕ МАССОВОЙ ДОЛИ РАСТВОРЁННОГО ВЕЩЕСТВА Состав раствора может быть выражен как качественно, так и количественно. Для качественной характеристики растворов используют понятия разбавленный раствор (содержит mBjTO растворённого вещества) и концентрированный раствор (содержит много растворённого вещества). Такая каче- Разбавленный раствор Концентри- рованный раствор 133| Массовая доля растворённого вещества в растворе Масса раствора ственная оценка условна, так как для растворов различных веществ эти понятия имеют свои ограничения. Например, для серной кислоты концентрированным считают раствор, содержащий 98% H2SO4, в то же время для хлороводородной (соляной) кислоты концентрированным является раствор, содержащий 38% НС1. Для точной количественной оценки состава растворов используют понятие «массовая доля растворённого вещества». Массовая доля растворённого вещества — это отношение массы растворённого вещества к общей массе раствора: щ(вещества) т(вещества) т(раствора) ’ где W — массовая доля растворенного вещества, выраженная в долях единицы; т(вещества) — масса растворённого вещества, г ; т(раствора) — масса раствора, г. Массовую долю можно выражать и в процентах: , . т(вещества) вещества) = —;--------г • 100% т(раствора) Если массовая доля растворённого вещества, например хлорида натрия, в воде равна 0,05, или 5%, то это означает, что в 100 г раствора хлорида натрия содержится 5 г соли и 95 г воды. Вам известно, что раствор состоит из растворённого вещества и растворителя, поэтому массу раствора определяют по формуле щ(раствора) — т( растворителя) + т(вещества) Массу раствора можно выразить через объём раствора и его плотность: I /п(раствора) = р, | где V — объём раствора, см^ (мл); р («ро») — плотность раствора (отношение его массы к объёму), г/см^ (г/мл). 134 Тогда ш(вешества) = т(вешества) К-р Водные растворы с различной массовой долей растворённого вещества имеют разную плотность при данной температуре. Зависимость между плотностью раствора и содержанием в нём наиболее часто применяемых кислот, растворимых оснований и поваренной соли дана в табл. 17 приложения. Плотность растворов определяют ареометром, который представляет собой поплавок с грузом внизу и делениями в верхней части (рис. 34, а, б). Для определения плотности исследуемый раствор наливают в стеклянный цилиндр и плавно опускают в него ареометр так, чтобы он не касался стенок сосуда. Показания ареометра отмечают по нижнему краю мениска жидкости (рис. 34, в). Затем по табл. 17 приложения находят массовую долю растворённого вещества. Ареометр Рассмотрим рещение задач с использованием физической величины «массовая доля растворённого вещества». Г- а б в Рис. 34. Определение плотности раствора при помощи ареометра: а — ареометр в воде; б — ареометр в серной кислоте; в — положение глаза наблюдателя 1350 О О ОПРЕДЕЛЕНИЕ МАССОВОЙ ДОЛИ РАСТВОРЁННОГО ВЕЩЕСТВА Задача 1. Поваренную соль массой 5 г растворили в 45 г воды. Определите массовую долю (%) соли в растворе. Дано: m(NaCl) = 5 г /nCHjO) = 45 г Найти: £i>(NaCl) Решение 1. Определим общую массу полученного раствора: /п(раствора) = /n(NaCl) + /nCHjO); ffz(pacTBopa) = 5 г + 45 г = 50 г. 2. Вычислим массовую долю (%) соли в растворе: /w(NaCl) w(NaCl)=—^---------г - 100%; w(pacTBopa) n;(NaCl) 5r- 100% 50 г = 10%. Г\ Ответ: ii>(NaCl) = 10%. ♦ Если из раствора удатить часть воды (выпариванием, испарением) или, наоборот, к раствору добавить воду, то изменятся только масса и объём раствора, а масса растворённого вещества в растворе останется неизменной (задача 2). ♦ Если в раствор добавить растворённое вещество или из раствора удалить часть растворённого вещества в виде осадка (при охлаждении), то изменится как масса раствора, так и масса растворённого вещества в растворе (задача 3). Задача 2. Из раствора массой 500 г с массовой долей нитрата калия 10% выпариванием удалили 300 г воды. Определите массовую долю (%) соли в оставшемся растворе. О Q 136 О Дано: m I (раствора) = 500 г u;|(KN03)= 10% m(H,0) = 300 г Найти: Решение 1. Определим массу раствора после выпаривания {масса раствора изменилась за счёт удаления части воды): т,(раствора) т,(раствора) — т(Н20); mjCpacTBopa) = 500 г — 300 г = 200 г. 2. Найдём массу соли в исходном растворе: ^(KNOj) UJ,(KN03) = Отсюда следует: 100%. m(KN03)= /и, (раствора) u)|(KN03) • /И|(раствора) ;n(KN03) = 100% 10% ■ 500 г 100% 50 г. 3. Определим массовую долю соли в оставшемся растворе {масса соли в растворе не изменилась): w(KNO,) 50 г-100% ^^(KNO,) = —-------• 100%; u>,(KNO,) = —^7:^-----=25%. ^ * /WjlpacTBopa) * - 200 г Ответ: W2(KN03) = 25%. Задача 3. В растворе массой 200 г с массовой долей хлорида кальция 2% растворили 20 г хлорида кальция. Определите массовую долю (%) хлорида кальция в полученном растворе. Дано: т,(раствора) = 200 г Ш|(СаС12) = 2% (0,02) m(CaCl2) = 20 г Найти: ^2(CaCl2) Решение 1. Находим массу хлорида кальция в исходном растворе m,(CaCl2): m,(CaCl2) = = шДСаСу ■ m,(раствора); m,(CaCl2) = 0,02 • 200 г = 4 г. 13700 О 2. Определяем массу хлорида кальция {она изменилась) в полученном растворе m2(CaCl2): wz2(CaCl2) = m,(CaCl2) + m(CaCl2); /П2(СаС12) = 4 г + 20 г = 24 г. 3. Находим массу полученного раствора (масса раствора также изменилась за счёт добавления хлорида кальция): т2(раствора) = /пДраствора) + m(CaCl2); W2(pacTBopa) = 200 г + 20 г = 220 г. 4. Определяем массовую долю соли в полученном растворе: A«2(CaCl2) u;2(CaCl2) = w,(pacTBopa)’ 24 г w;2(CaCl2) = ^^2^ ^ Ответ: w-,(CaC\-^ = Q,\\, или 11%. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МАСС ВЕЩЕСТВА И ВОДЫ, НЕОБХОДИМЫХ ДЛЯ ПРИГОТОВЛЕНИЯ ЗАДАННОЙ МАССЫ РАСТВОРА Задача 4. Вычислите массы сахара и воды, необходимых для приготовления 1 кг раствора с массовой долей сахара, равной 0,1. Дано: т(раствора)= = 1 кг = 1000 г uj(caxapa) = 0,1 Найти: /п(сахара) Решение 1. Определяем массу сахара. Из формулы и;(сахара) = /и(сахара) /и(раствора) следует: т(сахара) = w(caxapa)■ то(раствора); т(сахара) = 0,1 • 1000 г = 100 г . 138 2. Находим массу воды. Из формулы /п(раствора) = ^(HjO) + m(caxapa) следует: m(H20) = /п(раствора) — m(caxapa); ^(HjO) = 1000 г — 100 г = 900 г. Ответ: т(сахара) = 100 г; т(Н20) = 900 г . РАСЧЁТЫ ПО УРАВНЕНИЯМ РЕАКЦИЙ, ПРОТЕКАЮЩИХ В РАСТВОРАХ Если исходное вещество находится в растворе, то при решении задач добавляется ещё одно действие: определение массы вещества в растворе по его массовой доле. Задача 5. К раствору объёмом 200 см” с массовой долей гидроксида калия 16% и плотностью 1,14 г/см^ прилили раствор сульфата меди(П). Определите массу образовавшегося гидроксида меди(И). Решение 1. Находим массу гидроксида калия в растворе: m(KOH) = u)(KOH)F-p; Найти: т(КОН) = 0,16 • 200 см’• 1,14 г/см’= т(Си(ОН)з) =36,5 г. Дано: F(pacTBopa) = 200 см’ ш(КОН)= 16% (0,16) р = 1,14 г/см’ 2. Вычисляем количество вещества гидроксида калия: Аи(КОН) 36,5 г v(KOH) = д^(^оН)’ v(KOH) = г/^^оль "" 3. Дальше расчёты производим, как обычно, по уравнению реакции: 0,65 моль Л'моль 2КОН + CUSO4 = Cu(OH)2i + K2SO4 2 vloль 1 моль Устанавливаем соотношение количества вещества гидроксидов калия и меди(И) и находим количество вещества гидроксида меди (II): 1390-0 О 0,65 моль хмоль отсюда 2 моль 1 моль 0,65 моль • 1 моль = 0,325 моль. 2 моль 4. Вычисляем массу образовавшегося гидроксида меди{11): /п(Си(ОН)2) = v(Cu(OH)2) • M(Cu(OH)2): т(Си(ОН)2> = 0,325 моль • 98 г/моль = 32,2 г . Ответ-. m(Cu(OH)2) = 32,2 г . 1. В растворе массой 250 г содержится сульфат натрия массой 50 г. Определите массовую долю соли в растворе. 2. При варке мыла на мыловаренном заводе используют раствор гидроксида натрия. Для его получения в воде массой 1 кг растворяют щёлочь массой 600 г. Определите массовую долю гидроксида натрия в растворе. 3. Осенью персики рекомендуют опрыскивать раствором с массовой долей сульфата меди(И) 0,01. Вычислите массы сульфата меди(И) и воды, необходимых для приготовления раствора массой 20 кг. 4. Желудочный сок представляет собой 5%-ную соляную (хлороводородную) кислоту. Определите массу HCI в 1 кг желудочного сока. 5. Определите массу гидроксида калия в растворе объёмом 0,5 л с массовой долей гидроксида калия 10%. Плотность раствора 1,092 г/см^. 6. К раствору массой 1 кг с массовой долей хлорида бария 6,24% прилили избыток раствора серной кислоты. Определите массу образовавшейся соли. 7. К раствору массой 200 г с массовой долей глюкозы 10% прилили 50 см^ воды (плотность воды 1 г/см^). Определите массовую долю глюкозы в полученном растворе. 8. Из раствора массой 3 кг с массовой долей аммиачной селитры (удобрение) 20% при охлаждении выпало 100 г соли. Определите массовую долю соли в охлаждённом растворе. О ф140 О ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ §36 Основные положения теории электролитической диссоциации разработаны в 1887 г. шведским учёным С. Аррениусом. Он исключал возможность химического взаимодействия ионов с молекулами растворителя, поэтому его теория не могла объяснить причину диссоциации электролитов и устойчивость ионов в растворе. Дальнейшее развитие представления об электролитической диссоциации получили в трудах русских учёных И. А. Каблукова, В. А. Кистяковского идр., которые показали, что электролитическая диссоциация в растворе происходит в результате физико-химического взаимодействия ионов (молекул) электролита с полярными молекулами растворителя. Из курса физики и повседневной жизни вам известно, что водные растворы и расплавы одних веществ проводят электрический ток, а других — нет. Это можно наблюдать с помощью прибора, изображённого на рис. 35. Проведём опыт. В сосуд с испытуемым веществом или раствором (табл. 10) опусти.м угольные электроды, присоединённые проводами к электрической сети. К одному из проводов подключим электрическую лампочку, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи: если вещество или раствор проводит электрический ток, то лампочка загорается. После каждого испытуемого раствора (вещества) нужно промывать электроды в стакане с дистиллированной водой. Из опыта следует: 1. При обычных условиях в твёрдом состоянии ни ионное вещество (хлорид натрия NaCl), ни молекулярное (сахар) не проводят электрический ток. С. Аррениус (1859-1927) 141 ф О О Таблица 10 Электропроводность растворов некоторых веществ Испытуемое вещество (раствор) Электропроводность HjO (дистиллированная) Ток не проводит NaCI (сухая соль) Ток не проводит Сахар сухой Ток не проводит NaCI + бензол Ток не проводит NaCI + HjO (дистиллированная) Электропроводен HCI + HjO (дистиллированная) Электропроводен Сахар + HjO (дистиллированная) Ток не проводит 2. Водные растворы хлорида натрия NaCl и хлороводорода НС1 проводят электрический ток, а сахара — нет. Следовательно, под воздействием молекул воды некоторые вещества распадаются на свободно перемещающиеся заряженные частицы — ионы (ион от греч. «идущий»). Ионы в растворах являются носителями электрических зарядов и обусловливают прохождение по ним электрического тока — ионную проводимость. 3. Возможность распада растворённого вещества на ионы определяется его природой. Распадаются на ионы немоле- 142 кулярные (ионные) соединения (в нашем опыте — NaCl) и молекулярные соединения с ковалентными сильно полярными связями (в нашем опыте — HCI). Ионными соединениями являются и твёрдые шёлочи, поэтому их водные растворы также проводят электрический ток. Соли, шёлочи электропроводны не только в растворах, но и в расплавах. При плавлении кристаллическая решётка разрушается и ионы начинают относительно свободно перемешаться. Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (обладают ионной проводимостью), называют электролитами. Это соли, кислоты, основания. Электролиты образованы ионными или ковалентными сильно полярными связями. Вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток (не обладают ионной проводимостью), называют неэлектролитами. Это многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). В молекулах этих веществ действуют ковалентные неполярные или малополярные связи. 4. Распад электролита на ионы происходит под влияние.м растворителя, имеющего полярные молекулы. Поэтому раствор хлорида натрия в воде (полярный растворитель) электропроводен, а раствор этого же вещества в бензоле (неполярный растворитель) не проводит ток. 5. Электрический ток не является причиной диссоциации (в нашем опыте сухая поваренная соль не проводит ток). Таким образом, электролитическая диссоциация — это распад электролита на свободно перемещающиеся ионы при растворении его в воде или при плавлении. Диссоциация электролитов с ионной и полярной ковалентной связями протекает по-разному. Вещества немолекулярного строения (кристаллы солей, многих оснований) состоят не из молекул, а из положительных и отрицательных ионов. Молекулы воды являются полярными. На рисунках полярные молекулы принято изображать следующим образом: С+ —). При опускании кристалла Электролиты Неэлектролиты Электроли- тическая диссоциация Диссоциация электролитов с ионной связью 143 00 О Cl- Na-" Cl- Полярные молекулы воды Cl- Na* Cl- Na* — . Na* Гидратированные Na-^ Cl- Na* Cl- - ионы Cl- Na* Cl- Na-^ • • Cl- ^ - ■' , Рис. 36. Распад кристалла хлорида натрия под действием полярных молекул воды: а — механизм отрыва отдельных ионов; б — гидратированные ионы натрия и хлора Гидратированные ионы СОЛИ (например, хлорида натрия) в воду его ионы тотчас начинают притягивать к себе полярные молекулы воды (рис. 36, а). При этом положительные полюса молекул воды притягиваются к отрицательным хлорид-ионам СГ, отрицательные — к положительным ионам Na‘. Но не только ионы притягивают к себе полярные молекулы воды. Молекулы воды с такой же силой притягивают к себе ионы, как бы стремясь оторвать их от кристалла. В результате химического взаимодействия между молекулами воды и ионами электролита (Na" и СГ) связь между ионами в кристаллической решётке ослабевает. Кристалл хлорида натрия разрушается, ионы натрия и хлора переходят в раствор. Перешедшие в раствор ионы находятся не в свободном состоянии, они химически связаны с присоединившимися к ним молекулами воды. Эти молекулы воды образуют гидратную оболочку иона (рис. 36, б). Ион, окружённый гидратной оболочкой, называют гидратированным. Гидратная оболочка прочно удерживается ионами и препятствует обратному переходу ионов в кристаллическую решётку. О Q 144 О Таким образом, гидратация ионов — основная причина распада электролита на ионы. Диссоциация ионных соединений в водном растворе протекает полностью, т. е. в растворе они находятся только в виде ионов. Под действием воды диссоциируют и вещества молекулярного строения, которые состоят из полярных молекул (например, НС1, H2S, HNO3 и другие кислоты). Так, при растворении в воде хлороводорода происходит взаимодействие молекул НС1 с молекулами воды. Под действием полярных молекул воды (они притянуты к полюсам молекулы НС1) изменяется характер связи в молекуле НС1. Сначала связь становится более полярной, а затем переходит в ионную (общая электронная пара полностью смещается к более электроотрицательному атому хлора). В результате этого молекула НС1 (как в случае ионных веществ) распадается на два гидратированных иона (рис. 37). Диссоциация электролитов молекулярного строения - + - + - С*' Рис. 37. Схе.ча диссоциации полярной молекулы 145 1. Почему кристаллический гидроксид натрия при обычных условиях не проводит электрический ток, а его водный раствор или расплав — проводит? 2. Из приведённого ряда формул: Oj, НВг, MgClj, СН4, NaOH, CgHijOg (глюкоза) — выпишите отдельно формулы: а) электролитов; б) неэлектролитов. & 3. Не проводит электрический ток: а) раствор хлорида кальция; в) раствор серной кислоты; б) раствор сахара; г) расплав поваренной соли. @4 . Среди следующих веществ и растворов электрический ток проводит: а) раствор хлорида кальция в бензоле; 5.2 V §37 б) сульфат кальция кристаллический; в) водный раствор хлороводорода; г) раствор нитрата натрия в бензоле. 5. Для приготовления мочёных яблок готовят раствор из расчёта 500 г сахара на 10 л воды. Определите массовую долю (%) сахара в таком растворе. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Теория электро- литической диссоциации Современные представления о теории электролитической диссоциации можно свести к следующим положениям: 1. В водных растворах электролиты диссоциируют — распадаются (частично или полностью) на свободные ионы — положительные и отрицательные. Количество положительных и отрицательных ионов может быть различно, но суммарный заряд положительных ионов равен суммарному заряду отрицательных. Поэтому раствор в целом электронейтрален. 2. Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам. Так, атомы натрия Na энергично разлагают воду с образованием щёлочи NaOH, разъедают кожу, а ионы натрия Na"^ на воду и на кожу не воздействуют. Хлор CU — тяжёлый газ жёлто-зелёного цвета, имеет резкий неприятный запах, разъедает слизистую оболочку, ядовитое вещество. Ионы хлора СГ лищены запаха, бесцветны, неядовиты. Ионы натрия и хлора в виде поваренной соли NaCl употребляют в пищу. Различные свойства атомов и ионов одного и того же элемента объясняются разным электронным строением этих частиц: 0 0146 О Атомы ,,Na 1е~ 8е~ 1е~ j^Cl 2е~ 8е~ 1е~ Ионы ,iNa^ 2е-8е~ lyCl 2е 8е Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы, так как у ионов внешний слой завершён. простыми (Na", С1“, S^“) Ионы могут быть ^ сложными (ОН , NO3, SO4 , РО4 , NH4) 3. Ионы в растворе беспорядочно (хаотично) перемещаются в разных направлениях (рис. 38, а). Но при пропускании через раствор электрического тока они приобретают нагараблйнное движение (рис. 38, б). Положительно заряженные ионы направляются к отрицательному электроду — катоду; их называют катионами {катион — «идущий к катоду»). Отрицательно заряженные ионы перемещаются к положительному электроду — аноду; их называют анионами {анион — «идущий к аноду»). Катионы Анионы Катион 7 Анион Катод Электролит Катион Аннон $ ■3 Анод а б Рис. 38. Движение ионов в растворах и расплавах; а — хаотическое движение ионов; б — направленное движение ионов при пропускании электрического тока 14700 О + Обратимые процессы к катионам относятся ионы Н'^, ионы металлов (например, К", Са^"^, Fe^' и т. д.). К анионам относятся гилроксид-ионы ОН , ионы кислотных остатков (например, СГ, NO3, РО^", HCOJ, Н2РО4, HPOf ит.д.). 4. Процесс электролитической диссоциации является обратимым, так как одновременно в одном и том же растворе идёт распад электролита на ионы и связывание разноимённо заряженных ионов под действием сил притяжения. Обратимыми называют процессы, протекающие одновременно при данных условиях в двух взаимно противоположных направлениях. 1. Выпишите отдельно из приведённых формул ионов — К*, NO3, РО^', СГ, Са^*, Н^, ОН" — формулы тех ионов, которые при пропускании электрического тока движутся к: а) катоду: б) аноду. О 2. Катионами являются ионы: а) sof: б) Fe^^ в) @3. Анионами являются ионы: а) ОН": б) Zn^*; в) Вг": г) ОН". г) Fe^". 4. Массовая доля солей в морской воде достигает 3,5%. Морскую воду массой 250 г выпарили досуха. Определите массу сухого остатка. §38 СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ. СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ Электролитическая диссоциация относится к обратимым процессам, поэто.му в растворах электролитов наряду с распадом соединений на ионы (обозначают стрелкой, направленной слева направо -’ ) имеет место и обратный процесс — их О ф148 О соединение (ассоциация) (обозначают противоположно направленной стрелкой Например: HNO, диссоциация ассоциация н+ + N0; Насколько полно электролит диссоциирует на ионы, показывает его степень диссоциации, которую обозначают греческой буквой а («альфа»). Степень диссоциации (а) — это отношение числа продиссо-циировавших на ионы молекул (п) к общему числу растворённых молекул (N): п а — N Степень диссоциации электролита выражают в долях единицы или процентах. Например, пусть из 1000 молекул уксусной кислоты распались на ионы 92 молекулы, тогда а = = 92/1000 = 0,092, или 9,2%. Степень диссоциации зависит от: ♦ концентрации электролита в растворе. С уменьшением концентрации электролита (при разбавлении раствора водой) степень диссоциации слабого электролита увеличивается, так как ионы всё более отдаляются друг от друга, поэтому снижается вероятность их связывания в молекулы; ♦ температуры. При повышении температуры, как правило, степень диссоциации увеличивается; ♦ природы растворителя. Под природой растворителя понимают полярность его молекул. Чем полярнее молекулы растворителя, тем больше степень лиссоииации электролита. Так, в воде (полярный растворитель) хлорид натрия обладает электропроводностью, а в бензоле (неполярный растворитель) — не обладает; ♦ природы электролита. По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации 149 О Сильные электролиты Слабые электролиты Уравнения диссоциации Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе. Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства (=). К сильным электролитам относятся: ♦ растворимые соли; ♦ многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, НС1, НВг. HI; ♦ основания, образованные щелочными (LiOH, NaOH, КОН ИТ.д.) и шёлочно-земельными (Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2) металлами. Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы. Поэто.му в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости (^). К слабым электролитам относятся: ♦ почти все органические кислоты и вода; ♦ некоторые неорганические кислоты: H2S, Н3РО4, Н2СО3. HNOj, НзЗЮз и др.; ♦ нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 и др. СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ДИССОЦИАЦИИ Процесс электролитической диссоциации, как и любые другие химические реакции, выражают уравнениями. .Алгоритм составления уравнений диссоциации 1. В левой части уравнения записать формулу электролита, затем поставить знак равенства или обратимости, что определяется силой электролита. 2. В правой части уравнения записать формулы образующихся положительно и отрицательно заряженных ионов, указав значения и знаки их зарядов. 3. Перед формулами ионов поставить коэффициенты. 4. Проверить сумму положительных и отрицательных зарядов (она должна быть равна нулю). Например, составим уравнение диссоциации сульфата алюминия А12(504)з — растворимой соли, сильного электро- 0-0150 О лита. Вы знаете, что соли состоят из ионов металла и ионов кислотного остатка, поэтому при диссоциации именно эти ионы и образуются: А1з(504)з = 2А1^- + 3SOr Каждая «молекула» сульфата алюминия распадается на пять ионов: два положительно заряженных иона алюминия и три отрицательно заряженных сульфат-иона. При этом сумма положительных и отрицательных зарядов равна нулю (+6 + (—6) = 0). В зависимости от характера образующихся ионов электролиты подразделяют на три типа: кислоты, основания и соли. 1. Выпишите из предложенного ряда формул отдельно формулы сильных и слабых электролитов: HjSiOg, Мд(ОН)г, H2SO4, MgSO^, CaCIa, NaOH. К3РО4, HgO, CH3COOH. По вашему выбору составьте уравнения электролитической диссоциации двух слабых и двух сильных электролитов. 2. Как средство для промывания глаз используют 2%-ный раствор борной кислоты. Вычислите массы кислоты и воды, необходимых для приготовления 350 г такого раствора. §39 КИСЛОТЫ и ОСНОВАНИЯ в СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Рассмотрим свойства кислот и оснований в свете представлений об электролитической диссоциации. КИСЛОТЫ в состав каждой кислоты входят атомы водорода и кислотные остатки. Поэтому при диссоциации любой кислоты в растворе образуются в качестве катионов только положительно заряженные ионы водорода, в качестве анионов — ионы различных кислотных остатков: H-C1 H'0-N=0 151QO О Знак показывает, где происходит разрыв связи в молекуле кислоты при диссоциации в водных растворах. Теперь запишем уравнения диссоциации этих кислот (напомним, что НС1 — сильная кислота, а HNO, — слабая) (рис. 39): на = + Q- HNO Н" + N0, С1- н+ С|- С1- н+ NOT 1 ^ «s'®' % ■г HN02 С1- н+ н+ сг HN02 н+ NOJ к а б Рис. 39. Состав водного раствора электролита: а — сшьного: б — слабого (молекулы воды не показаны) Ступенчатая диссоциация Многоосновные кислоты диссоциируют постепенно: сначала отщепляется один ион водорода Н*, затем второй ИТ. д. В результате этого первоначально образуется анион с отрицательным зарядом -1, затем с зарядом —2 и т. д. Такую диссоциацию называют ступенчатой и выражают несколькими уравнениями. Например, рассмотрим диссоциацию сернистой кислоты: Н-0. Н*0" 'S=0 Первая ступень диссоциации кислот Знак показывает, где происходит разрыв связи в молекуле кислоты при диссоциации по первой ступени, а знак — по второй ступени. Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н" от нейтральной молекулы и образование гидросульфит-иона): HjSOj + Hso; о ф152 о Вторая ступень диссоциации (отщепление иона водорода Н' от аниона HS07и образование сульфит-иона): HSO; Н' + S05" Число ступеней диссоциации зависит от основности кислоты, т. е. от числа атомов водорода в молекуле кислоты. Диссоциация кислот по первой ступени протекает сильнее, чем по второй, а по второй — сильнее, чем по третьей и т. д. Связано это с тем, что отщепление положительно заряженного иона Н от нейтральной молекулы кислоты происходит легче, чем от отрицательно заряженных анионов. Чем выще заряд аниона, тем труднее преодолеть положительно заряженному иону Н* его притяжение. Растворы всех кислот имеют некоторые общие свойства, обусловленные наличием в водных растворах ионов водорода (анионы в этом отнощении значения не имеют). Так, кислый вкус* ионов водорода Н“ .мы ощущаем, когда употребляем пищу, приправленную уксусом (раствор уксусной кислоты), лимоны также имеют кислый вкус за счёт ионов водорода Н ^ которые отщепляют молекулы лимонной кислоты. Поэтому ион водорода Н является носителем кислотных свойств. В свете представлений об электролитической диссоциации кислоты — это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов отщепляют только ионы водорода. Следовательно, свойства кислот, которые они прояатя-ют в водных растворах, — это свойства ионов Н'. ОСНОВАНИЯ В состав каждого основания входят ионы металлов и гидроксид-ионы. Поэтому при диссоциации любого основания в растворе образуются в качестве катионов различные ионы металлов, а в качестве анионов только гидроксид-ионы: NaOH = Na- + ОН“ КОН = К' +ОН Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. ’ Другие общие свойства кислот будут рассмотрены позже. Вторая ступень диссоциации кислот Число ступеней диссоциации кислоты 15300 О Первая ступень диссоциации оснований Вторая ступень диссоциации оснований Число ступеней диссоциации основания Например, составим уравнения диссоциации двухкислотного основания — гидроксида магния. Первая ступень диссоциации (отщепляется один гидроксид-ион ОН“): Mg(OH)2^:iMgOH" + OH“ Вторая ступень диссоциации (отщепляется гидроксид-ион от катиона MgOH^): MgOH* Mg2" + ОН“ Диссоциация многокислотных оснований, как и многоосновных кислот, преимущественно протекает по первой ступени. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания, т. е. чисюм птдроксид-ионов ОН“. Общие свойства оснований (мылкость, разъедание растительных, животных тканей и др.), проявляющиеся в водных растворах, обусловлены только гидроксид-ионами, которые образуются при диссоциации (катионы при этом значения не и.меют). Поэтому гидроксид-ион является носителе.м основных {щелочных) свойств. В свете теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов отщепляют только гидроксид-ионы. Таким образом, свойства оснований, которые они проявляют в водных растворах, — это свойства гидроксид-ионов ОН”. 1. Даны формулы кислот и оснований: HNO3, Н3РО4. HCI, NaOH, Fe(OH>2, Ва(ОН)г. Напишите уравнения диссоциации этих веществ и укажите сильные и слабые электролиты. @2. Правильно составленное уравнение диссоциации ортофосфорной кислоты по второй ступени: а) НзРО^ ЗН* + POf; в) Н3РО4 = 2Н^ + HPOf; б) Н3РО4 = Н* + Н2РО4: г) Н2РО4 Ti Н- + НРО4. 3. Массовые доли магния, кислорода и водорода в некотором соединении равны соответственно 41,38; 55,17 и 3,45%. Определите его простейшую формулу. О 0154 О §40 СОЛИ в СВЕТЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ ОБ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Средние и кислые соли диссоциируют различно. Средние соли. В состав каждой средней соли входят ионы металлов и ионы кислотных остатков. Средние соли практически полностью диссоциируют на ионы в одну ступень, образуя в качестве катионов ионы различных металлов, а в качестве анионов — ионы различных кислотных остатков. Составим уравнения диссоциации средних солей карбоната натрия NajCOj и сульфата железа(111) Рс2(504)з (сильных электролитов): NajCOj = 2Na+ + СО^ Рс2(504)з = 2Ре^-' + 350^ Средние соли — это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков. Средние соли Кислые соли. В отличие от средних кислые соли диссоциируют ступенчато. Первая ступень диссоциации сопровождается образованием катиона металла и аниона кислотного остатка, содержащего ион водорода: NaHC03 = Na' + НСОз“ Вторая ступень диссоциации (отщепление катиона водорода от аниона НСО3): нсо;^ Н' -ь cof Следовательно, при диссоциации кислой соли в растворе образуются два вида положительных ионов: катионы металла и катионы водорода — и два вида отрицательных ионов: кислотные остатки, содержащие ионы водорода (НСО3 ) и не содержащие их (СО^“). Первая ступень диссоциации кислых солей Вторая ступень диссоциации кислых солей 155 Кислые соли Кислые соли — это электролиты, которые при диссоциации образуют положительно заряженные ионы металлов и водорода и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков. Таким образом, в отличие от кислот (все кислоты при диссоциации образуют ионы Н*) и оснований (все основания при диссоциации образуют ионы ОН”) соли при диссоциации не отщепляют каких-либо одинаковых для всех солей ионов, поэтому у них отсутствуют общие свойства, обусловленные наличием одинаковых ионов. 1. Даны формулы солей: KHS, AICI3, МаНЗОд, К3РО4, Ре2(304)з. Напишите уравнения диссоциации этих солей. 2. Наименьшее число ионов образуется при полной диссоциации 1 моль: а) хлорида алюминия; в) сульфата железа(И); б) сульфата натрия; г) сульфата железа(111). 3. Массовые доли калия, фосфора и кислорода в некотором соединении равны соответственно 55.19; 14,62 и 30,19%. Определите его простейшую формулу. Где используется это вещество? §41 СРЕДА ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Среду любого водного раствора можно охарактеризовать содержанием ионов водорода Н“ или гидроксид-ионов ОН”. Водные растворы могут иметь нейтральную, щелочную и кислотную среды. Нейтральная Нейтральная среда — это среда, в которой число ионов во- среда дорода равно числу гидроксид-ионов. Например, среда чистой воды нейтральная, так как число ионов водорода Н" равно числу гидроксид-ионов ОН”. Кислотная Кислотная среда — это среда, в которой число ионов водо- рода больше числа гидроксид-ионов. 156 Например, все кислоты в растворе создают кислотную среду, так как при диссоциации они отщепляют ионы водорода Н^. Щелочная среда — это среда, в которой число ионов водорода меньше числа гидроксид-ионов. Например, щелочную среду в растворе создают все растворимые основания, так как при диссоциации они отщепляют гидроксид-ионы ОН“. Качественно реакцию среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов. Индикаторы — это вещества, которые изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора. На практике применяют следующие индикаторы: лакмус, фенолфталеин и метиловый оранжевый (метилоранж) (табл. 11; рис. 40). Окраска индикаторов в воде, растворах кислот и щелочей Щелочная среда Индикаторы Таблица 11 Индикатор Цвет индикатора в чистой воде (нейтральная среда) в растворах кислот (кислотная среда) в растворах щелочей (щелочная среда) Лакмус Фенолфталеин Метилоранж Фиолетовый Бесцветный Оранжевый Красный Бесцветный Красный Синий Малиновый Жёлтый кисл. нейтр. щелоч. метилоранж Рис. 40. Окраска индикаторов в различных средах кисл. нейтр. шелоч. фенолфталеин кисл. нейтр. шелоч. лaк.vlyc 15700 О Рис. 41. Цветы шалфея Водородный показатель pH Универсальный индикатор Окраска некоторых цветов определяется красителем лакмусовой группы (рис. 41). Например, цвет лепестка шалфея обуслоа1ен различной кислотностью среды в клетках. Наименее кислотная среда - в отмирающих лепестках. Их оттенок ближе всего к синему. Цля удобства среду раствора часто выражают водо родным показателем (обозначается pH. читается «пэ аш»). Водородный показатель pH — величина, характеризующая содержание ионов водорода в растворе. Соотнощение между средой и значением pH можно представить в виде схемы: pH 0 1 2 3 4 5 6 891011 121314 Среда раствора Сильно- Слабо- Нейт- Слабокислотная кислотная ральная щелочная Сильно- щелочная Таким образом: при pH = 7 среда нейтральная, при pH < 7 среда кислотная, при pH > 7 среда щелочная. Значение pH раствора определяют с помощью универ-сатьного индикатора. Универсальный индикатор — это смесь нескольких индикаторов, изменяющая окраску в широком интервале значений pH. Бумагу, пропитанную универсальным индикатором и высушенную. называют универсальной индикаторной бумагой. К индикаторной бу.маге прилагается цветная шкала, показыва-юшая, какую окраску принимает индикаторная бумага при различных значениях pH нанесённого на неё раствора (рис. 42). + 7 + 8 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH Рис. 42. Цветная шкала VHMBepcaj'ibHoro индикатора 158 О Водородный показатель pH имеет большое значение для биологических и химических процессов, поэтому определение pH растворов широко практикуется в сельском хозяйстве, медицине, технике, науке. Так, большинство культур растёт на почве с определённым значением pH. Например, на почвах с pH 5,0—5,5 ростки ячменя гибнут, в то время как картофель именно на такой почве даёт особенно богатый урожай. Изменение pH крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонение pH от нор-.мального значения даже на 0,01 свидетельствует о патологических процессах в организме. При нормальной кислотности желудочный сок имеет pH 1,7 (раствор с таким значением pH может вызвать ожог кожи руки); pH крови человека равен 7,4, слюны — 6,9. ОКРАСКА ИНДИКАТОРОВ В РАЗЛИЧНЫХ СРЕДАХ Лабораторный опыт 9 1. В три пробирки с дистиллированной водой внесите по несколько капель растворов лакмуса, метилоранжа и фенолфталеина. Отметьте окраску индикаторов в нейтральной среде. 2. В три пробирки с хлороводородной кислотой внесите по несколько капель тех же индикаторов. Отметьте окраску индикаторов. 3. В три пробирки с раствором гидроксида натрия добавьте по несколько капель растворов индикаторов. Отметьте окраску индикаторов. 4. Используя универсальную индикаторную бумагу, определите (приблизительно) значения pH дистиллированной воды, соляной кислоты, раствора гидроксида натрия. Результаты наблюдений оформите в виде таблицы. 1. Даны формулы веществ: Са(ОН)2, HjO, NaCI, H2SO4, КОН, HCI. Выпишите отдельно формулы веществ, которые в растворе изменяют окраску лакмуса в: а) красный цвет; б) синий цвет. I590 О О 2. Фенолфталеин приобретает малиновый цвет в: а) HgO; в) растворе HNOg: б) растворе NaOH; г) растворе HgS. 3. Метилоранж приобретает жёлтый цвет в: а) растворе Н3РО4: в) HgO; б) растворе Са(ОН)2; г) растворе HCI. 4. При ожогах щелочами поражённый участок кожи промывают водой, а затем нейтрализуют 1%-ным раствором уксусной кислоты. Определите массу уксусной кислоты, необходимой для приготовления 750 г такого раствора. 5. Самостоятельно или совместно с товарищами найдите в дополнительной литературе, Интернете сведения о значении водородного показателя в практической деятельности человека: в сельском хозяйстве, медицине, промышленном производстве. Подготовьте краткое сообщение на эту тему. 6. Разработайте проект «Растительные индикаторы». Взяв за основу методику проведения опыта 4 из практической работы 6, осуществите исследование, подготовьте презентацию результатов для одноклассников или младших школьников. §42 Реакции ионного обмена Условия протекания реакций ионного обмена РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА. ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ В растворах электролитов имеются как положительно и отрицательно заряженные ионы, так и нейтральные молекулы. Поэтому согласно теории электролитической диссоциации реакции в растворах электролитов протекают не между молекулами, а .между ионами или между ионами и молекулами. Если при таких процессах не происходит изменение степеней окисления атомов, то их называют реакциями ионного обмена. Условиями протекания реакций ионного обмена в растворах электролитов являются: ♦ образование малорастворимого вещества (осадка); ♦ образование летучего вещества (газа); ♦ образование слабодиссоциирующего вещества (слабого электролита). О 0160 О Во всех этих случаях реакции протекают в направлении наиболее прочного связывания ионов. Реакции ионного обмена записывают тремя уравнениями; молекулярным, полным ионно-молекулярным и сокращённым ионно-молекулярным. В полном ионно-молекулярном уравнении указывают формулы всех частиц, а в сокращённом — формулы частиц, которые принимают участие в реакции. Рассмотрим, например, реакцию ионного обмена между растворами двух солей: нитрата серебра и хлорида натрия. При сливании растворов этих солей образуется осадок хлорида серебра AgCl, а в растворе остаётся нитрат натрия (рис. 43); AgN03 + NaCl = AgClj + NaNO, растворимая растворимая осадок растворимая соль соль соль Ионно- молекулярные уравнения Это молекулярное уравнение. Молекулярное уравнение Ag+ no; Ag"* NO 3 no; Ag"^ NOJ Ag+ С1- С1- Na+ NO3 Na+ Na+ Na+ NOJ Na+ NO3 NOJ Na+ Cl- Cl- Ag+ Cl- Ag+ Cl- Na+ Ag+ Cl- Ag+ Cl- - - - -- Рис. 43. Реакция ионного обмена с образованием осадка Обе исходные соли растворимы (см. таблицу растворимости) и полностью диссоциируют. Нитрат серебра AgNOj — на ионы Ag" и NO3; хлорид натрия NaCl — на ионы Na^ и CI . Одна из образовавщихся солей — хлорид серебра AgCl — нерастворима, она выпадает в осадок. Следовательно, ионы Ag и СГ выводятся из раствора. Другая соль — нитрат натрия NaNOj — растворима, является сильным электролитом, по- 16100 о Полное ионномолекулярное уравнение Сокращённое ионно- молекулярное уравнение этому в растворе остаётся в виде ионов Na^ и NO3. С учётом диссоциации растворимых солей это уравнение реакции можно переписать следующим образом: Ag" +^з ++ Cr = AgClj + Na^ + NO3 Такое уравнение называют полным ионно-молекулярным. Из ионно-молекулярного уравнения следует, что ионы Na" и NO7 (их формулы имеются и в левой, и в правой частях уравнения) в реакции не участвовали, они остались такими, какими были до сливания растворов. Поэтому их формулы можно исключить из полного ионно-молекулярного уравнения (удобно эти формулы подчеркнуть): Ag- + Cr = AgCll Полученное уравнение называют сокращённым ионномолекулярным. Оно показывает, что в ходе данной реакции происходит связывание ионов Ag~ и С1“, в результате чего образуется нерастворимая соль хлорид серебра AgCl. Сокращённое ионно-молекулярное уравнение показывает, что осадок состава AgCl образуется при сливании не только растворов нитрата серебра и хлорида натрия, но и любого раствора, содержащего ионы Ag~, с любым раствором, содержащим ионы СГ. Так, вместо раствора NaCl можно взять растворы НО, СаОз, MgClj и т. д.: ♦ .молекулярное уравнение: 2AgN03 + СаОз = 2AgCli + Ca(N03)2 растворимая растворимая осадок растворимая соль соль соль ♦ полное ионно-молекулярное уравнение: 2Ag^ + 2NO3 + Са^* + 2СГ = 2AgCIi + Са^^ + 2NOJ Исключаем формулы ионов, которые не участвуют в реакции: 2Ag' + 2Cr=2AgCU О 0162 О Можем сократить коэффициенты: ♦ сокращённое ионно-молекулярное уравнение: Ag- + Cr = AgCli Как видим, сущность этой реакции, как и первой, заключается в связывании ионов Ag' и СГ с образованием нерастворимой соли AgCl. Таким образом, сокращённое ионно-молекулярное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций, т. е. имеет более общий характер. Алгоритм состав.1ения ионно-молекулярного уравнения реакции 1. Составить молекулярное уравнение реакции, подобрав коэффициенты. 2. Найти среди продуктов реакции вещество, образование которого вызывает её протекание. Это может быть осадок (тогда после его формулы нужно поставить стрелку, направленную вниз i), газ (в этом случае ставят стрелку, направленную вверх t) или слабый электролит. 3. Указать в молекулярном уравнении под формулой каждого вещества силу кислот и оснований, растворимость средних солей. 4. Составить полное ионно-молекулярное уравнение, зная, что в виде ионов записывают только: ♦ сильные кислоты (HNO3, H2SO4, HCI. НВг. HI); ♦ сильные основания (гидроксиды щелочных металлов LiOH, КОН, NaOH и гидроксиды щёлочно-земельных металлов Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН>2); ♦ растворимые средние соли (см. таблицу растворимости). 16300 о Лабораторный опыт 10 Кислые соли, как правило, растворимы. В ионно-молекулярных уравнениях их записывают с учётом диссоциации только по первой ступени: КНСОз = + НСОз" Малорастворимые, газообразные и слабодиссоциирую-шие вещества записывают в виде молекул. 5. Исключить из обеих частей ионно-молекулярного уравнения формулы одинаковых ионов, т. е. ионов, не участвующих в реакции (подчеркнуть их). 6. Выписать формулы оставшихся ионов и в результате получить сокращённое ионно-молекулярное уравнение, которое выражает сущность данной реакции. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА Налейте в одну пробирку несколько капель раствора хлорида кальция, в другую — раствора хлорида натрия. В обе пробирки по каплям добавьте раствор нитрата серебра. Что наблюдаете? Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения этих реакций. Укажите, в чём заключается сущность этих реакций. 5.6 1. Подберите коэффициенты, напишите полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения следующих реакций: а) Са(ОН)г + HNOg - Са(ЫОз)г + НдО; б) AlClg + КОН - А1(ОН)з1 + KCI; в) KgCOg + HCI - KCI + HjO + COji; г) MgSO^ + K3PO4 - Мдз(Р04)г1 + K^SO^. 2. Составьте молекулярные, полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения реакций ионного обмена между: а) серной кислотой и хлоридом бария; б) сульфатом натрия и хлоридом бария. Укажите, в чём заключается сущность данных реакций. 3. Для подкормки комнатных растений используют 2%-ный раствор нитрата натрия. Вычислите массы соли и воды, необходимых для приготовления 600 г такого раствора. О ф 164 О УСЛОВИЯ ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА §43 РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ПРОТЕКАЮЩИЕ ПРАКТИЧЕСКИ НЕОБРАТИМО Реакции с образованием малорастворимых веществ (осадков). Составим молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции между растворами хлорида железа(1П) и гидроксида натрия. 1. Запишем молекулярное уравнение и подберём коэффициенты: FeClj + 3NaOH = Ре(ОН)з1 + 3NaCl растворимая соль растворимая соль осадок растворимая соль 2. Найдём вещество, которое вызывает протекание реакции (это Ре(ОН)з). 3. Укажем силу основания и растворимость солей. 4. Запишем полное ионно-молекулярное уравнение (в виде ионов представляем растворимые соли и сильное основание): Fe^^ + + 3№^ + ЗОН“= Ре(ОН)з1 + 3Na* + 5. Исключим из обеих частей ионно-молекулярного уравнения формулы ионов, не участвующих в реакции (ЗСГ, 3Na^). 6. Выпишем формулы оставшихся ионов и получим сокращённое ионно-молекулярное уравнение: Ре^^ + ЗОН“= Fe(OH)3i Сокращённое ионно-молекулярное уравнение показывает, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Ре^'*' и ОН~, в результате чего образуется осадок гидроксида железа(П1) Ре(ОН)з. Реакции с образованием осадка 1650 О О Реакции с образованием слабых электролитов Реакции с образованием слабодиссоциируюших веществ (слабых электролитов). Составим молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции между растворами азотной кислоты и гидроксила калия (рис. 44). к+ Н+ NO3 HjO NOJ он- он- + Н- н+ NOJ НгО он- N0^ н,о N03 к+ он к+ NOY к+; Н20 NOJ Рис. 44. Реакция ионного обмена с образование.м слабодиссоциирующего вещества Молекулярное уравнение: HNOj + КОН сильная кислота сильное основание KNO3 + растворимая соль Н2О слабодиссо- циируюшее Реакции с образованием газов Полное ионно-молекулярное уравнение: Н' + j^J+ К’ + ОН“ = + NOJ+ Н2О Сокращённое ионно-молекулярное уравнение: Н" + 0Н=Н,0 Реакции с образованием газообразных веществ. Составим молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции между раствора.ми сульфида натрия и серной кислоты (рис. 45). Молекулярное уравнение: Na^S + H2SO4 = Na2S04 + HjSt растворимая газ соль растворимая сильная соль кислота о ф 166 о ^ Na+ Na+ Na+ S2- S^- Na+ ^ Na+ Na+ Na+ s2- 2- j_l+ SO4 H 50д“ H+ H + H+ SOJ p|4 t H,S H,S Na+ Na+ SO4 2- H,S so, 2- Na-* Na+ , H,S Na+ SOJ- ^ Na+ Рис. 45 Реакция ионного обмена с образоианием газообразного вещества Полное ионно-молекулярное уравнение: 2Na" + S^“+ 2Н^ + SOf = 2Na^ + SOf + HjSj Сокращённое ионно-молекулярное уравнение: 2H^ + S2-=H2St РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ПРОТЕКАЮЩИЕ ОБРАТИМО В качестве примера разберём процессы, протекающие при сливании растворов нитрата калия и хлорида натрия (рис. 46). Молекулярное уравнение: KNO3 + NaCl 5=^ КС1 + NaN03 В данной реакции не образуется вещество, которое могло бы вызвать её необратимое протекание, поэтому она обратима. В уравнениях таких реакций ставят знак обратимости (^). Na+ Cl- NO3 NO3 ^ Cl- K+ NOJ Na'^ Cl- Na K+ K+ ► K+ Na+ NOT Cl J Cl- N03- K+ Cl- ci- NO3- K+ Na+ Na+ NOJ K+ K+ Na+ NOJ L —A Рис. 46. Реакция ионного обмена, протекающая обратимо I67Q« О SOf Na+ Na+ Лабораторный опыт 11 Полное ионно-молекулярное уравнение: + N0, + Na^ + СГ = + СГ + Na" + NOJ В данном случае сокращённое ионно-молекулярное уравнение написать нельзя. Согласно теории электролитической диссоциации реакция не протекает. Образуется равновесная система, в которой одновременно находятся все ионы (смесь ионов). Если такой раствор выпарить, то получим смесь четырёх солей: KNOj, NaCl. KCl, NaNOj. УСЛОВИЯ ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА В РАСТВОРАХ 1. В пробирку налейте I см' раствора хлорида железа(1И) и осторожно добавьте I см^ раствора гидроксида натрия. Объясните наблюдаемое. Напишите молекулярное, полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения реакции. 2. Налейте в пробирку 1 см^ раствора карбоната натрия и осторожно по каплям прилейте соляную кислоту. Что наблюдаете? Напишите молекулярное, полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения реакции. 3. Осторожно налейте в пробирку 1 см^ раствора гидроксида натрия и добавьте несколько капель фенолфталеина. Отметьте окраску раствора. Затем осторожно по каплям добавляйте соляную кислоту до полного исчезновения окраски. Составьте молекулярное, полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения. 4. Налейте в пробирку 1 см^ раствора нитрата калия и добавьте к нему 1 см^ раствора хлорида натрия. Наблюдаете ли вы хотя бы одно из условий протекания реакций ионного обмена? Объясните наблюдения. Составьте полное ионно-молекулярное уравнение. В общем выводе укажите условия протекания реакций ионного обмена. О Q168 О 1. Укажите, какие из приведённых ниже пар веществ могут вступать в необратимую реакцию в водной среде: а) серная кислота и хлорид бария; б) сульфат натрия и нитрат бария; в) сульфат калия и нитрат натрия; г) хлороводородная кислота и гидроксид натрия; д) серная кислота и гидроксид калия; е) хлороводородная кислота и нитрат натрия. Напишите уравнения этих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Объясните, почему они протекают. 2. Закончите уравнения тех реакций, которые протекают необратимо в результате образования воды: а) Са(ОН)2 + HCI ^ ...; в) MgSO^ + КОН — ...; б) HCI + AgNOa - ... ; г) H2SO4 + NaOH - .... 3. Закончите уравнения тех реакций, которые протекают необратимо в результате образования осадка: а) К1 + AgNOg — ... ; в) MgClj + NaOH — ...; б) МагЗОд + KNO3 - ... ; г) HNOg + NaOH - ... . 4. Установите соответствие. Протекание реакции ионного обмена 1) с образованием слабого электролита 2) ионный обмен не протекает 3) с образованием осадка 4) с образованием газа т Реагенты A) CUSO4 и NaOH Б) FeS и HCI B) КОН и HNOa Г) NaCI и K2SO4 Важнейшие классы неорганических соединений, способы их получения и химические свойства §44 Способы получения оксидов Си(ОН)з неразложившийся СиО ОКСИДЫ. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ И КЛАССИФИКАЦИЯ. ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ Оксиды могут быть получены различными способами. ♦ Взаимодействием простых веществ с кислородом. Многие простые вещества при нагревании на воздухе или в кислороде сгорают, образуя соответствующие оксиды: 2Mg + 02 = 2Mg0 С + 02 = С0г ♦ Горением на воздухе сложных веществ (при этом, как правило, образуются оксиды тех элементов, из которых состоит сложное вещество). Например, газ метан СН4 состоит из атомов углерода и водорода, следовательно, при его горении образуются оксид углерода(1У) COj и оксид водорода HjO: СН4 + 2О2 = СО, + 2Н2О ♦ Разложением сложных веществ: нерастворимых оснований (образуются соответствующий оксид металла и вода; рис. 47): Ч Рис. 47. Разложение гидроксида меди(П) О0 170 О Mg(OH)2 = MgO + Н2О некоторых кислот (образуются оксид неметалла и вода): Н,510з = SiOj + Н2О некоторых солей'. СаСОз = СаО + СО,! КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ По химическим свойствам оксиды подразделяют на несолеобразующие и солеобразуюшие (схема 4). Схема 4 Оксиды Классификация оксидов Несолеобразующие (СО. N0, ЫгО, SiO) Солеобразующие Основные Кислотные Амфотерные (КгО. СаО) (NjOs, СЮ,) (ZnO, AIjO,) Несолеобразующие оксиды — это оксиды, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями и не образуют солей. Несолеобразуюшие оксиды образованы атомами неметаллов, их немного. Это оксиды азота(1) и (И) NjO и N0, оксид углерода(П) СО. оксид кремния(П) SiO и некоторые другие. Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или со щелочами с образованием солей и воды. Солеобразуюшие оксиды разделяют на основные, кислотные и амфотерные. Несолеобра- зующие оксиды Солеобразующие оксиды 171 О СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ оксидов Основные оксиды Химические свойства основных оксидов щ Основные оксиды — это оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют основания. Например: Na^O NaOH гидроксид натрия — основный гидроксил (основание) СаО Са(ОН)з гидроксид кальция — основный гидроксил (основание) Основные оксиды образуют только металлы и, как правило, в степени окисления -Н и -1-2 (исключение: ВеО, ZnO, SnO, PbO не относятся к основным). Основные оксиды взаимодействуют: 1. С кислотами, образуя соль и воду (реакция обмена): Основный оксид + Кислота = Соль •+■ Вода Например, возьмём две пробирки, в одну из которых нальём раствор гидроксида натрия NaOH, в другую — соляную кислоту НС1. Затем в каждую пробирку внесём немного оксида магния MgO, представляющего собой порошок белого цвета, и осторожно перемешаем стеклянной палочкой. В пробирке с раствором гидроксида натрия никаких признаков химической реакции не наблюдается, в частности не происходит выделение тепла. Порошок смачивается водой и оседает на дно. Иная картина наблюдается в пробирке с соляной кислотой: происходит разогревание раствора, порошок растворяется и образуется прозрачный раствор. Реакцию между оксидом магния и соляной кислотой можно выразить молекулярным уравнением: MgO + 2HCl = MgCl2+ HjO В ионно-молекулярных уравнениях формулы оксидов записывают в молекулярном виде'. MgO + 2Н^ + 2СГ = Mg-" + + HjO MgO + 2H* = Mg^^+ HjO e^l72 e 2. с кислотными оксидами, образуя соли (реакция соединения): Основный оксид + Кислотный оксид = Соль Например: СаО + N20, = Ca(N0,)2 В подобных уравнениях обычно вызывает затруднение составление формулы продукта реакции. Чтобы правильно составить формулу образующейся соли, нужно под формулой кислотного оксида написать формулу соответствующей ему кислоты. Если вы не знаете, какая кислота соответствует данному оксиду, то её формулу можно вывести, мысленно прибавив к кислотному оксиду воду: + н,о N2O5 H2N2O, Если в полученной формуле все индексы чётные, как в данном примере, то их необходимо сократить на два. Мы получим формулу азотной кислоты HNO3. Соль этой кислоты и является продуктом реакции. Всё изложенное можно представить кратко: СщО + N2O5 = Ca(N03)J +Н2О 1 H2N2O6 — HNO3 1____1_____^_____I 3. С водой реагируют только оксиды, образованные щелочными (LijO. Na20, К2О и т. д.) и щёлочноземельными (СаО, SrO, ВаО) металлами, так как продуктами этих реакций являются растворимые основания (щёлочи) (рис. 48): СаО + Н20 = Са(0Н)2 Чтобы из формулы оксида вывести формулу соответствующего е.му основания, воду в уравнении реакции можно записать в виде Н ОН и показать, как один ион водорода Н" из молекулы воды соединяется с ионом кислорода из оксида СаО и образует гидроксид-ион ОН“: V \ • * • *<4^ Рис. 48. Взаимодействие оксида кальция с водой 173 CaO + Н-ОН“ = Са(ОН)з ^ ► ОН Задание. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Са —' СаО —‘ Ca(N03)2 Лабораторный опыт 12 Решение 1. Кальций реагирует с кислородом, образуя оксид кальция: 2Са + 02 = 2СаО 2. Оксид кальция взаимодействует с азотной кислотой, образуя соль и воду: СаО + 2HNO3 = Са(ЫОз)2 + СаО + 2Н^ + 2N03~ = Са-^ + 2N07 + HjO СаО + 2Н^ = Са^^ + HjO ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ОКСИДА МАГНИЯ С КИСЛОТАМИ В две пробирки внесите по несколько крупинок оксида магния. В одну из пробирок по каплям добавьте соляную кислоту, в другую — раствор серной кислоты. Отметьте, что происходит с оксидом магния. Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения реакций. 1. Напишите уравнение реакции, которая изображена на рис. 45. 2. Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: а) Мд — МдО — MgCljl б) МЭгО — NaOH МазРОд. @ 3. Оксид железа{11) реагирует с веществами, формулы которых: а)НгО; б)НС1; в) СО; г) SOj. Напишите уравнения возможных реакций. 0-^174 О 4. Восстановите уравнения реакций: а) 4AI + ... = 2AI2O3: в) МдО + ... = MgtNOjla: б) 4и + Ог=...; r)Na20 + ... = 2Na0H. 5. Предложите не менее четырёх способов классификации оксидов по разным признакам. Какой признак классификации наиболее важен для химика? 6. Оксид железа(Н) количеством вещества 0,1 моль взаимодействует с хлороводородной кислотой. Определите массу кислоты, вступившей в реакцию, и массу образовавшейся соли. §45 КИСЛОТНЫЕ И АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ оксидов Кислотные оксиды — это оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют кислоты. Например: SO3 => H2SO4 Н-О^ S Н-0' серная кислота — кислотный гидроксид Кислотные оксиды образуют все неметаллы независимо от степени окисления (исключение — несолеобразуюшие оксиды СО, N0, NjO, SiO) и металлы в степени окисления +5 и выше*. Кислотные оксиды взаимодействуют: 1. С основаниями, образуя соль и воду (реакция обмена): Кислотный оксид + Основание = Соль •+• Вода Проделаем следующий опыт. Возьмём две пробирки, в одну из которых нальём соляную кислоту, а в другую — известковую волу (раствор гидроксида кальция Ca(OH)2>. Затем через каждый раствор будем пропускать оксид углерода(1У) COj. В про- * Кислотные оксиды, образованные металлами в степени окисления +5 и выше, расс.матриваются в курсе химии 10 класса. 175| Кислотные оксиды Химические свойства кислотных оксидов бирке с раствором кислоты признаков химической реакции не наблюдается — в частности, осадок не образуется. В пробирке же с раствором гидроксида кальция выпадает осадок белого цвета — карбонат кальция CaCOj — и образуется вода: СОз + Са(ОН)з = CaCOji + HjO (НзСО,) ' t_______ СОз + Са^^ + 20Н“= CaCOjI + Н3О 2. С основными оксидами, образуя соль (реакция соединения): Кислотный оксид -I- Основный оксид = Соль Например: SO, + MgO = MgS04 Таким образом, основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием соли. 3. Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот (исключение 510з) (реакция соединения): Кислотный оксид + Вода = Кислота Например: SO3 + Н3О = H3SO4 Р3О5 + ЗН3О = 2Н3РО4 ортофосфорная кислота СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ Амфотерные Амфотерные оксиды — это оксиды, которым соответствуют оксиды гидроксиды, проявляющие свойства как оснований, так и кислот. Например: ZnO => 2п(ОН)з или Нз2пОз основание кислота Амфотерные оксиды образуют только металлы и, как правило, в степени окисления +3 и +4. Амфотерными являются также оксиды ВеО, ZnO, SnO, PbO. Амфотерные оксиды в зависимости от второго реагента проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов. O^i 176 Проявляя основные свойства, они взаимодействуют: 1. С кислотами, образуя соль и воду: ZnO + 2HNO3 = гп(ЫОз)з + HjO ZnO + 2Н‘ + 2NO3 = Zn^^ + 2NO3 + Н2О Zn0 + 2H" = Zn2^ + H20 2. С кислотными оксидами, образуя соль: ZnO + SiOj = ZnSiOj Проявляя кислотные свойства, они взаимодействуют: 1. С основаниями (щелочами), образуя соль и воду: ZnO + 2КОН = KjZnOj* + Н2О (H,Zn02) цинкат калия ZnO + 2|С + 20Н" = + ZnO]" + HjO ZnO + 20Н" = ZnO]" + H2O 2. С основными оксидами, образуя соль: ZnO + СаО = CaZnOi Ал1фотерные оксиды не взаимодействуют с водой. На основании вышеизложенного можно сделать вывод: свойства оксидов зависят от того, атомы какого элемента (металла, неметалла) и в какой степени окисления их образуют. Неметаллы --- — >• образуют кислотные оксиды (исключение: несолеобразующие оксиды СО, N0, NgO, SiO) степень окисления ^ образуют основные оксиды [исключение: ВеО, ZnO, SnO, PbO) + 1, +2 Металлы степень окисления +3, +4 степень окисления ^ +5 и выше " фотерны также ВеО, ZnO, SnO, PbO) образуют кислотные оксиды * В растворе щёлочи образуются комплексные соединения, с которыми вы познакомитесь позже, а для упрощения написана формула средней соли. Химические свойства амфотерных оксидов 1770^ О Задание. Определите характер свойств оксидов (т. е. укажите их свойства: основные, кислотные ит. д.): N0, FeO, SOj, ZnO. Напишите формулы соответствующих гидроксидов. Докажите уравнениями реакций химические свойства этих оксидов. Решение Оксид азота(П) N0 — несолеобразуюший оксид. Оксид железа(П) FeO — основный оксид, так как образован металлом в степени окисления +2. Следовательно, в качестве гидроксида ему соответствует основание Fe(0H)2. Взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами: FeO + 2НС1 = FeClj + Н^О FeO + SiOj = FeSiOj Оксид железа(П) не взаимодействует с водой, так как с ней реагируют только оксиды, образованные щелочными и шё-лочно-земельными металла.ми. Оксид cepbi(IV) SO2 — кислотный оксид, так как образован неметаллом. Следовательно, в качестве гидроксида ему соответствует кислота H2SO3. Взаимодействует с основаниями, основными оксидами и водой: SO2 + 2NaOH = Na2S03 + Н2О SO2 + CaO = CaSOj SO2 + H2O 5=^ H2SO3 Оксид цинка ZnO — амфотерный оксид. Хотя цинк — ме-та..ът и его атомы проявляют степень окисления +2, но образованный и.м оксид является исключением из правила: ему соответствует гидроксид, проявляющий свойства как основания. так и кислоты: ZnO Zn(0H)2 или H2Zn02 основание кислота вф178 О Проявляя основные свойства, оксид цинка взаимодействует с кислотами и кислотными оксидами: ZnO + 2HCl = ZnCl2+ Н2О ZnO + SO3 = ZnS04 Проявляя кислотные свойства, оксид цинка взаимодействует со щелочами и основными оксидами: ZnO + 2NaOH = Na,ZnO, + Н,0 (HjZnO,) ZnO + MgO = MgZnO, (HjZnOj) РАСПОЗНАВАНИЕ ОКСИДОВ НА ОСНОВАНИИ ИХ СВОЙСТВ Вам выдан оксид. С помощью химической реакции определите, кислотный он или основный. Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярном, полном и сокращённом ионно-молекулярном виде. Лабораторный опыт 13 Название оксида A) оксид магния Б) оксид углерода(Н) B) оксид алюминия Г) оксид cepbi(IV) Характер свойств оксида 1) амфотерный 2) кислотный 3) основный 4) несолеобразующий 1. Определите характер свойств оксидов (т. е. укажите их свойства: основные, кислотные и т. д.): СОд, N2O3, МЭгО. Напишите формулы соответствующих им гидроксидов. С помощью уравнений реакций (в молекулярном и ионно-молекулярном виде) докажите химические свойства этих оксидов. 2. Из предложенного ряда формул выпишите формулы оксидов, которые реагируют с гидроксидом калия, затем — оксидов, которые реагируют с азотной кислотой: NjO, CI2O3, MgO, ZnO. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Укажите, какой из этих оксидов реагирует как со щёлочью, так и с кислотой. @3. Установите соответствие. 6.2, 6.3 17900 О §46 4. Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: а) S - SO2 - NajSOji б) Zn - ZnO f Na^ZnOj 5. Оксид азота(У) массой 21,6 г растворили в 500 г воды. Определите массовую долю азотной кислоты в полученном растворе. 6. Через раствор массой 250 г с массовой долей гидроксида натрия 10% пропустили углекислый газ. Определите массу оксида угле-рода(1\/), вступившего в реакцию, и массу образовавшейся средней соли. ОСНОВАНИЯ. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ И СВОЙСТВА Способы получения оснований СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИИ Растворимые основания (шёлочи) в лаборатории получают: ♦ взаимодействием щелочных и шёлочно-земельных металлов с водой (при этом атом металла за.мешает в молекуле воды Н-ОН атом водорода и соединяется с гидроксид-ионом, а два атома водорода, соединяясь, образуют молекулу Hj, рис. 49): 2Na + 2H20 = 2Na0H + Hjl Рис. 49. Взаимодействие калия с водой, содержащей фенолфталеин О @180 О 2(Н-ОН) ♦ взаимодействием оксидов щелочных и щёлочно-земельных металлов с водой: СаО+ НзО = Са(ОН)2 Нерастворимые основания получают действием раствора щёлочи на соль того .метал-за, гидроксид которого нужно получить: FeS04 + 2NaOH Fe(OH)2i + Na2S04 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ Общие химические свойства оснований обусловлены наличием в их растворах анионов ОН“, которые образуются при диссоциации оснований. 1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов (см лабл. 11 нас. 157). 2. Основания, как и основные оксиды, взаимодействуют с кислотами. В эту реакцию вступают как растворимые, так и нерастворимые основания. Реакцию между кислотами и основаниями называют реакцией нейтрализации: Основание + Кислота = Соль + Вода (реакция обмена, реакция нейтра.;тизации) О протекании реакции нeйтpaJ^изaции можно судить по изменению окраски индикаторов. Проведём опыт. В химический стакан с соляной кислотой добавим 2—3 капли раствора лакмуса, раствор приобретёт красный цвет. Затем из бюретки (градуированной трубки) малыми порциями будем приливать раствор гидроксида натрия, пока окраска лакмуса не станет вновь фиолетовой (нейтральная среда) (рис. 50). Следовательно, в результате реакции признак присутствия кислоты (катионов Н“) исчез. В продуктах реакции не обнаруживается также и основание (анионы ОН”). После выпаривания полученного раствора останется твёрдое вещество — х.лорид натрия NaCl: Химические свойства оснований Реакция нейтрализации NaOH + НС1 = NaCl + Н^О Na” + ОН" + Н^ + СГ = Na^ + СГ + Н^О ОН" + = н,о Рис. 50. Прибор для проведения реакции нейтрализации Из сокращённого ионно-молекулярного уравнения следует, что сущность реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой сводится к взаимодействию между гидроксид-ионами ОН" и ионами водорода Н"^, При этом образуется вода, и раствор становится нейтральным (рис. 51). е Кислота Шел 04 ь Соль и 1к>ла 1^: Рис. 51. Реакция нейтрализации Пример реакции нейтрализации нерастворимого основания: Ре(0Н)2 + 2НС1 = FeCl^ + 2Н,0 Гидроксид железа(П) — нерастворимое основание, поэтому в ионно-молекулярном уравнении его необходимо записывать в молекулярном виде: Ге(ОН)з + 2Н^ + 2СГ = Ге^" + 2а~ + IH^O Ге(0Н)2 + 2Н" = Ге^^ + 2Н2О При нейтрализации нерастворимого основания сильной кислотой образуются не только .молекулы воды, но и катионы металла. 3. Как и основные оксиды, основания взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду (это свойство наиболее характерно для растворимых оснований — щелочей): Са(0Н)2 + СО2 = СаСОз! + HjO КИСЛОТНЫЙ оксид 2NaOH + ZnO = Na2Zn02 + Н2О амфотерный оксид 182 4. Растворимые основания (шёлочи) реагируют с растворами солей, если образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль: 2NaOH + MgS04 = Mg(OH)2l + Na2S04 Ва(ОН)2 + Na,S04 = BaS04l + 2NaOH 5. Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются: Mg(OH)2 = MgO+ Н2О Щёлочи в отличие от нерастворимых оснований при нагревании обычно не разлагаются. 0 РЕАКЦИЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ 1. Налейте в пробирку 1-2 см^ раствора щёлочи и добавьте каплю раствора лакмуса. Отметьте цвет индикатора. Затем к щёлочи при перемещивании добавляйте по каплям раствор какой-либо кислоты, пока окраска лак.муса не изменится на фиолетовую (среда нейтральная). 2. Раствор, полученный в пробирке, перенесите в фарфоровую чащку. Затем чащку с раствором поставьте на кольцо щтатива и нагревайте на спиртовке. Выпаривание раствора проводите до появления кристалликов соли на стенках чашки. Напишите уравнение проведённой реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде. Как называется эта реакция? Лабораторный опыт 14 1. Составьте уравнения реакций нейтрализации (в молекулярном и ионно-молекулярном виде) между веществами, формулы которых: а) NaOH и H2SO4; б) Мд(ОН)г и HNO3; в) Са(ОН)2 и HCI. Назовите образующиеся соли. Каким образом эти соли можно выделить из раствора? 2. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: а) Са — СаО ^ Са(ОН)2 Са(МОз)2: б) Мд - МдО -* МдС1г Мд(ОН)г - Мд(НОз)г. Уравнения реакций обмена напишите в молекулярном и ионномолекулярном виде. 6.4, 6.5 183, 3. Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции гидроксида магния с раствором серной кислоты. Сумма коэффициентов перед формулами ионов в уравнении равна: а)3; 6)4; в) 2; г) 5. 4. Вычислите массу серной кислоты, необходимой для нейтрализации 250 см^ раствора с массовой долей гидроксида натрия 20% и плотностью 1,2 г/см^. 5. Используя различные источники информации, подготовьте сообщение о получении, свойствах и применении человеком одного из оснований: гидроксида натрия, гидроксида калия или гидроксида кальция. §47 КИСЛОТЫ. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ И свойства Способы получения кислот СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ КИСЛОТ Бескис.юролные кис.юты получают: ♦ взаимодействием неметалла с водородом: Нз + Clj = 2HCI ♦ действием на соль более сильной или менее летучей кислотой: FeS + 2НС1 = FeClj + H^Sj NaCl + H2SO4 = NaHS04 -l- HCIt ТВ. кони. Полученные газообразные водородные соединения растворяют в воде. Кислородсодержащие кислоты можно получить: ♦ взаимодействием кислотных оксидов с водой: SO3 + НзО = H2SO4 N2O5+ H20 = 2HN03 ♦ действием на соль более сильной кислотой: NajSiOj + H2SO4 = HjSiOjI + N32804 О Q184 О Следовательно, получение бескислородных и кислородсодержащих кислот реакцией обмена между солью и кислотой является общим способом получения кислот. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ Общие свойства кислот вводных растворах обусловлены присутствием катионов Н'^, которые образуются в процессе диссоциации кислот. 1. Растворы кислот (как и растворы щелочей) изменяют окраску индикаторов (см. табл. 11 нас. 157). 2. Кислоты, как и кислотные оксиды, реагируют с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации): H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O Пример реакции нейтрализации слабой кислоты сильным основанием: H2S + 2NaOH = Na2S + 2H20 Сероводородная кислота H2S — слабая, поэтому в ионно-.молекулярных уравнениях её формулу нужно писать в молекулярном виде: H2S + 2№^ + 20Н“ = 2Na^ + S^" + 2Н2О H2S + 20H" = S^ +2Н2О При нейтрализации слабой кислоты сильным основанием образуются, кроме молекул воды, анионы кислотного остатка. 3. Подобно кислотным оксидам кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду: MgO + H2SO4 = MgS04 + Н2О ОСНОВНЫЙ оксид ZnO + 2HNO3 = Zn(N03)2 + Н2О амфотерный оксид 4. Кислоты вступают в реакции обмена с солями согласно правилу: сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей. При этом образуются новая соль и новая кислота. Учитывая летучесть, силу и растворимость кислот, их можно расположить в той последовательности, в которой они вытесняют друг друга из солей: Химические свойства кислот 185 HNO Лабораторный опыт 15 3 H,S04 HCl H2SO3 Н,СОз H,S HjSiOj ■ H3PO4 ■ ■ Серная кислота HjSO^ — сильная и нелетучая, поэтому ею часто пользуются для получения других кислот. Летучие кислоты: сероводородная H2S, азотная HNO3, соляная HCI. Неустойчивые кислоты: Н SO "" ^ Н,0 н со Реакции обмена кислот с солями возможны в том случае, если в результате реакций образуются: ♦ осадок — нерастворимая соль: HC1 + AgN03 = AgCli + HNO3 или нерастворимая кислота: H2SO4 + Na2Si03 = Н2310з1 + N32804 ♦ более слабая, неустойчивая или более летучая кислота: Na,C03 + 2НС1 = 2NaCl + Н,СО COjt н,о 5. При нагревании некоторые кислоты разлагаются, образуя кислотный оксид и воду: H,SiO, = SiO, + Н,0 ОБНАРУЖЕНИЕ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ В двух пронумерованных пробирках содержатся растворы кислоты и шёлочи. Отлейте из каждой пробирки по 1 см^ раствора в чистые пробирки и выясните, в какой из пронумерованных пробирок шёлочь, а в какой — кислота. С помощью какого вещества вы можете это определить? О Q186 О @1 . Серная кислота не реагирует с веществом состава: а) NaOH; б) NagSiOgi в) SiOji г) МдО. Напишите уравнения возможных реакций. 2. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: 1 . 2 . _ 3 . . _ 4 NajCOg NaCI HCI AgCI. MgClg Для реакций 1 и 4 приведите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения. @ 3. Сокращённое ионно-молекулярное уравнение Н* + ОН~ = HjO описывает взаимодействие веществ состава: а) HgSO^n Мд(ОН)2; BjHjSO^MKOH; б) H2SO4 и Ba(OH)2i г) H2SO4 и На2СОз. 4. Вычислите объём раствора с массовой долей серной кислоты 10% (р = 1,07 г/см^), который потребуется для нейтрализации раствора, содержащего 28 г гидроксида калия. 6.6 §48 КИСЛОТЫ. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ. РЯД АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ Разбавленные кислоты (исютючение HNO3*) взаимодействуют с металлами с образованием растворимых солей и выделением водорода. Чтобы выяснить, как ^ ^ ^__^ кислоты реагируют с различными металлами, проделаем следующий опыт. В четыре пробирки с раствором серной кислоты опустим по кусочку металла: в • • ■ ; первую — магния, во вторую — железа, в • . : третью — свинца, в четвёртую — меди • > (рис. 52). Магний, железо и свинец реагируют с раствором серной кислоты с выделением газа (водорода). Особенно быстро протекает реакция кислоты с магнием (количество пузырьков водорода наибольшее), несколько медленнее — с железом и Mg Fe Pb Си Рис. 52. Взаимодействие метатлов с растворо.м серной кислоты * О действии азотной кислоты и концентрированной серной кислоты на металлы вы узнаете в 9 классе. 1870 О О Ряд активности металлов очень медленно (практически не протекает) — со свинцом. В пробирке с медью вообще никаких изменений не наблюдается (признак реакции — выделение газа — полностью отсутствует). При выпаривании образовавшихся в первых двух пробирках растворов выделяются кристаллические вещества — соли. В середине XIX в. аналогичные опыты проводил русский физикохимик Н. Н. Бекетов. В результате своих опытов он составил ряд активности металлов, т. е. расположил металлы в порядке убывания их химической активности: Li К Ва Са Na Mg А1 Zn Fe Ni Sn Pb Вытесняют водород из кислот Hj CuAgHgAu He вытесняют водород Н. Н. Бекетов (1827-1911) В ряду активности металлов находится и водород, так как его атомы, как и атомы металлов, образуют положительные ионы. По результатам описанного выше опыта и на основе ряда активности металлов можно сделать следующие обобщения. С растворами кислот реагируют .металлы, которые: ♦ в ряду активности стоят до водорода. При этом чем левее стоит металл, тем активнее он вытесняет водород; ♦ образуют с этими кислота.ми растворимые соли. Это необходимо для того, чтобы на поверхности металла не образовалась защитная солевая плёнка. А теперь запишем результаты опыта уравнениями реакций. Магний и железо удовлетворяют обоим условиям: они стоят в ряду активности металлов до водорода и образуют растворимые соли (см. таблицу растворимости): Mg+ H2S04= MgS04+ Hjt разб. Fe + H2S04 = FeS04 + H2t разб. 188 Свинец также стоит до водорода, но сульфат свиниа(И) малорастворим, поэтому соль покрывает свинец защитной плёнкой и изолирует его от кислоты, в результате чего реакция почти прекращается (аналогично человек изолирует себя одеждой от внещних воздействий): РЬ + H2SO4 -А разб. По этой же причине многие кислоты (Н.РО4, HjS и др.) реагируют не со всеми мета.хтами, стоящими в ряду активности до водорода. Медь стоит в ряду активности после водорода, поэтому не вытесняет его из кислот: Си + H2SO4 -h разб. 1. Допишите уравнения возможных реакций, расставьте коэффициенты и назовите образующиеся вещества: а) Мд + НС1-...; в) Ад + HCI - : б) гп + НзР04—...: r)Zn + HCi-.... О 2. Соляная кислота реагирует с веществами, формулы которых: а) Нд; б) Са; в) FeS; г) MgO. Напишите уравнения возможных реакций. 3. Сокращённое ионно-молекулярное уравнение 2Н" + СО| = = HjO + COj описывает взаимодействие веществ состава: а) H2SO4 и СаСОз! в) H2SO4 и СаО; б) H2SO4 и Са(ОН)2; г) H2SO4 и МВзСОз. 4. Образец цинка, содержащий 1,2 ■ 10^'* атомов металла, обработали соляной кислотой. Вычислите количество вещества и массу выделившегося водорода. §49 АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ И СВОЙСТВА Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды, которые в зависимости от условий реакции могут про- 1890 О О NaOH ZnCI, Zn(OH)2 a 6 в Рис. 53. Взаимодействие растворов шёлочи и хлорида иинка: а — исходные растворы: б — образование осадка гидроксида цинка; в — растворение гидроксила цинка в избытке шёлочи Способы получения амфотерных гидроксидов Химические свойства амфотерных гидроксидов являть свойства как нерастворимых в воде оснований, так и нерастворимых в воде кислот. Молекулярная формула амфотерного гидроксида .может быть записана как в форме основания, так и в форме кислоты: Например: гп(ОН)2ИЛИ HjZnOj. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ АМФОТЕРНЫХ ГИДРОКСИДОВ Амфотерные гидроксиды получают взаимодействием соли со щёлочью, избегая избытка последней. Например, чтобы получить гидроксид цинка, нужно к раствору хлорида цинка по каплям добавлять щёлочь. После добавления каждой порции щёлочи следует осторожно встряхивать пробирку и продолжать это до тех пор, пока не образуется белый осадок гидроксида цинка Zn(OH)2 (рис. 53): ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2i + 2NaCl ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ГИДРОКСИДОВ В нейтральной среде (чистая вода) амфотерные гидроксиды практически не растворяются и не диссоциируют на ионы. 1. Как основания они взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами: О Q 190 О Zn(OH), + 2HC1 = ZnClj + 2НзО >0-Н ^H-CI Zn^ + =ZnCI, + 2Hp 0~H H—Cl хлорид гидроксид соляная чинка цинка кислота Zn(OH)2 + SO3 = ZnSO^ + Н2О сульфат цинка 2. Как кислоты они взаимодействуют со щелочами (см. рис. 53, в) и основными оксидами: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na^ZnOj + 2НзО (Н,2пОз) ^0-Н H-0-Na ^0-Na Zi< + =ZnC +2Н,0 0-Н H-0-Na 0-Na ' гидроксид цинка гидроксид цинкат натрия натрия Zn(OH)2 + CaO = CaZn02 + HjO цинкат кальция 3. Амфотерные гидроксиды, как и не раствор и.мые основания, при нагревании разлагаются: Zn(OH)2 = ZnO + Н2О ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА АМФОТЕРНОГО ГИДРОКСИДА Получите гидроксид цинка реакцией обмена, используя имеющиеся на вашем столе реактивы. В раствор соли цинка добавляйте по каплям раствор щёлочи (на практике иногда делают наоборот: к раствору щёлочи добавляют раствор соли) до образования осадка. Отметьте цвет осадка. Осадок разделите на две части. К одной части осадка прилейте соляную кислоту или раствор серной кислоты, к другой части — раствор щёлочи. Объясните наблюдаемое. Составьте уравнения всех проведённых реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионно-молекулярном виде. Сделайте Лабораторный опыт 16 191 О О О вывод, какие свойства (основные, амфотерные или кислотные) проявляет гидроксид цинка. Объясните, почему при получении гидроксида цинка реакцией обмена раствор щёлочи следует приливать по каплям, избегая избытка. 1. Из предложенного ряда формул выпишите в первую очередь формулы веществ, которые реагируют с гидроксидом натрия, затем формулы веществ, реагирующих с азотной кислотой: Mg(OH)j, А1(ОН)з, H2SO,,, NagCOj. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 2. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: 1 2 Э — 2пС1г ------“ Zn(OH)2 ---- Zn Na2Zn02. Для реакции 2 приведите ионно-молекулярные уравнения. @3. Установите соответствие. Исходные вещества Продукты реакции A) А120зЧ-Са(0Н)г-^ 1)А1С1з + Н20 Б)А120з + Са0- 2) Са(А102)2 + Н2О B) AI2O3 + HCI - 3) А12(504)з Г)А120з + 50з^ 4)Са(А102)г 4. При взаимодействии гидроксида цинка с раствором объёмом 164см® и массовой долей гидроксида натрия 20% (плотность 1,22 г/см®) получили соль. Определите массу образовавшейся соли. §50 Способы получения солей СОЛИ. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ И СВОЙСТВА СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ СОЛЕЙ При изучении оксидов, оснований, кислот и амфотерных гидроксидов вы постоянно встречались с реакциями, в результате которых образуются соли. Следовательно, способы получения солей основаны на химических свойствах представителей важнейших классов неорганических соединений. 192 Основными способами получения солей являются: ♦ Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации): NaOH + на = NaCI + ЩО хлорид натрия ♦ Взаимодействие кислот с металлами, основными оксидами и солями: 2На + Mg = MgQ2+ Hjt хлорид магния H2SO4 + FeO = FeS04 + HjO сульфат железа HCl + AgNOj = AgQi + HNO3 хлорид серебра ♦ Взаимодействие оснований с кислотными оксидами и солями: Са(ОН)2 + СО2 = СаСОз4 + Н2О карбонат кальция 2КОН + MgS04 = K2SO4 + Mg(OH)2i сульфат калия ♦ Взаимодействие основных оксидов с кислотными оксидами: MgO + СО2 = MgCO, карбонат магния ♦ Взаимодействие двух солей между собой: 2К3РО4 + 3MgQ2 = Мез(Р04)21 + 6КС1 ортофосфат магния ♦ Взаимодействие солей с металлами: Fe + СиОз = FeCl2 + Си хлорид железа( 11) 193( ♦ Взаимодействие металлов с неметаллами: Химические смйсти солей а Рис. 54. Взаимодействие цинка Zn с раствором сульфата меди(И) CUSO4: а — пластинка цинка в нача.те опыта; б — пластинка цинка спустя некоторое время Fe + S = FeS сульфзш железа(П) ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ Растворимые соли взаимодействуют: 1. С металлами, образуя новую растворимую соль и новый металл. При написании уравнений этих реакций следует руководствоваться рядом активности металлов. Данный металл может вытеснять из раствора соли только те мeтaJ^лы, которые находятся правее его в ряду активности. При этом металлы не должны взаимодействовать с водой при обычных условиях, поэтому для проведения подобных реакций нельзя применять щелочные (Li, Na, Кит. д.) и щелочно-земельные (Са, Sr, Ва) металлы. Например, если цинковую пластинку опустить в раствор сульфата меди(П), то она покроется .медью: CUSO4 + Zn = ZnS04 + Си Цинк вытесняет медь из раствора соли меди, потому что цинк — более активный металл, чем медь (рис. 54). 2. С щелочами с образованием новой соли и нерастворимого основания: MgS04 + 2Na0H = Mg(OH)2i + Na2S04 3. Между собой, образуя новые соли, если одна из образующихся солей выпадает в осадок: AgNOj + NaCl = AgCU + NaNOj 4. Как растворимые, так и нерастворимые соли взаимодействуют с кислотами с образованием новой более слабой (или летучей, или неустойчивой) кислоты или нерастворимой соли: BaCl2 + H2SO4 = BaS04i + 2НС1 б СаСОз + 2НС1 = CaClj + HjCO, ( „ Д‘ ^ Н3О ' в‘94 О 5. Некоторые соли при нагревании разлагаются: г СаСОз = СаО + COjt СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ СОЛЕЙ Осуществите практически следующие превращения: Mg Mg(OH)2 MgClj MgO MgSO, Лабораторный опыт 17 Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде. 1. Предложите несколько способов классификации солей. Какой из признаков классификации наиболее важен для химика? 2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций получения хлорида кальция всеми возможными способами. 3. Составьте уравнения химических реакций, схемы которых даны ниже: а) Мд(ОН)г б) МдО + ... в) Р2О5 +... г) Мд + ... - н... - Mg(NOg)2+ Н2О; - MgS04: Саз(Р04)2 Н2О: МдС1г+ Hjt. 4. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: СаСОд —^ СаО —^ Са(ОН)2 —^— СаСОд ------------Са(МОд)2- Для реакций 3 и 4 приведите молекулярные и ионномолекулярные уравнения. & 5. Сульфат меди(И) реагирует с веществами состава: а) HCI; б) BaClg; в) Hg; r)Zn; д) NaOH. Напишите уравнения возможных реакций. 6. Хлорид натрия массой 50 г растворили в 700 см^ воды. Определите массовую долю поваренной соли в полученном растворе. 6.8, 6.9 195 0-0 О 7. Для полного растворения оксида железа(Н) количеством вещества 0,1 моль необходимо 500 г раствора серной кислоты. Определите массовую долю сульфата железа(И) в образовавшемся растворе. §51 ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ КЛАССАМИ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ Изучая важнейшие классы неорганических соединений, вы, по-видимому, обратили внимание на то, что между ними существует связь: из веществ одного класса можно получить вещества другого юзасса (схе.ма 5). В приведённой схеме пары стрелок, направленные навстречу друг другу, показывают, какие реагенты нужно взять, чтобы получить соль. Например, соль можно получить из основного оксида и кислоты и т. д. Стрелки, ориентированные в одну сторону, показывают переходы от веществ одного класса к веществам другого. Например: из металла можно получить основный оксид, из него — основание и далее — соль. Схема 5 Основный 196 Связь между веществами, которые относятся к разным классам, называют генетической (от греч. генезис — происхождение). Можно вьшелить три ряда генетически связанных веществ для метатлов* и один ряд — для неметаллов. В общем виде генетическую связь между простыми (металлы и неметаллы) и сложными (оксиды, гидроксиды и соли) веществами можно представить следующими схемами: 1. Генетический ряд металлов, гидроксиды которых являются основаниями (щелочами): металл ^ основный оксид —► основание (щёлочь) Например, генетический ряд кальция: соль Са ^ СаО -* Са(ОН), —" СаС1 ‘2 2. Генетический ряд металлов, которые образуют амфотерные гидроксиды: металл -♦ амфотерный оксид соль Например, генетический ряд цинка: амфотерный соль гидроксид ^ соль Zn —" ZnO ^ ZnSO. Zn(OH), ■ZnCi 2 (H,ZnOj) ^ ^ Оксид цинка с водой не взаимодействует, поэтому из него сначала получают соль, а затем гидроксид цинка. Так же поступают, если металлу соответствует нерастворимое основание. 3. Генетический ряд неметаллов (неметаллы образуют только кислотные оксиды): неметалл — кислотный оксид —> кислота Напри.мер, генетический ряд фосфора: соль р-РА Н3РО4 К3РО4 * Генетический ряд металлов, которые образуют кислотные оксиды, рассматривается позже. Генетическая связь 19700 О Переход от одного вещества к другому осуществляется с помощью химических реакций. 6.10,6.11. тест 1. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения, указанные в тексте параграфа в виде генетических рядов металлов и неметаллов. 2. Даны вещества: гидроксид натрия, оксид азота(\/), соляная кислота, оксид магния. Какие из этих веществ взаимодействуют между собой? Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионномолекулярном виде, назовите образующиеся вещества. 3. Составьте уравнения в соответствии со схемой превращений: AICI3 А1 —^ AI2O3 —^ AICI3 А1(ОН)з ЫаАЮг. Для реакций 3 и 4 приведите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения. 4. Из предложенного ряда формул выпишите отдельно формулы веществ, которые реагируют с гидроксидом натрия, а затем формулы веществ, которые реагируют с серной кислотой: NajS, BaClg, Zn(OH)2, К2О, Н3РО4, SO3, Mg{OH)j. Напищите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде, назовите образующиеся вещества. 5. Перечислите соли, которые имеются на кухне и в домашней аптечке, применяются в качестве минеральных удобрений и средств защиты растений. Какие из них опасны для человека? Какие меры предосторожности надо соблюдать при их использовании? 6. Массовые доли натрия, фосфора и кислорода в некотором соединении равны соответственно 42,07; 18,90 и 39,03%. Определите простейщую формулу этого соединения. Практические работы Работа 1 ПРИЕМЫ ОБРАЩЕНИЯ С ЛАБОРАТОРНЫМ ОБОРУДОВАНИЕМ И ОСНОВЫ БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ РАБОТЕ В ХИМИЧЕСКОМ КАБИНЕТЕ ПРАВИЛА БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ РАБОТЕ В ХИМИЧЕСКОМ КАБИНЕТЕ Общие правила работы 1. Внимательно слушайте и выполняйте указания учителя. 2. В химическом кабинете следует работать в халате. В кабинете запрещается снимать и развешивать верхнюю одежду, принимать пищу. 3. Рабочее место надо содержать в чистоте, не загромождая его посторонними предметами. Лишние книги и тетради не должны находиться на рабочем месте. 4. По окончании работы необходимо привести в порядок рабочее место. 5. Категорически запрещается проводить опыты, не относящиеся к данной работе, трогать вещества руками и пробовать их на вкус. 1^: 1990« О Обращение с реактивами Для проведения опытов вы будете использовать разные вещества — реактивы. Твёрдые реактивы хранят в банках с крышками или пробками, а растворы — в закрытых склянках (рис. 55). 1. Для выполнения опытов нужно брать вещества небольшими дозами. Для твёрдых веществ это примерно ^ложечки, а для жидкости — 1—2 см^. 2. Пробки от посуды необходимо 1стасть на стол только в перевёрнутом виде (рис. 56). 3. Нельзя оставлять склянки и банки с веществами открытыми. Взяв для проведения опыта вещество из склянки, надо сразу закрыть её пробкой и поставить на место. 4. Вещество, оставшееся неиспользованным, нельзя выливать или высыпать обратно в посуду, из которой оно было взято. 5. Пользоваться можно только реактивами, имеющими этикетки и стоящими на вашем столе. 6. Твёрдые вещества следует брать из баночек только сухой фарфоровой ложечкой или шпателем (рис. 57). Наливать раствор или насыпать твёрдое вещество в пробирку следует осторожно, предварительно проверив, не разбито ли у пробирки дно и не имеет ли она трещин. 7. Проводить опыты следует только в чистой лабораторной посуде. Рис. 55. Банки и склянки с реактивами о ф200 О I I 1 к V 3 1 МаЫОз : HCI i ■ HCI 1J Рис. 56. Положение пробки при пользовании реактивами Рис. 57. Фарфоровая ложечка и фарфоровый шпатель Меры предосторожности Работая в кабинете, нужно соблюдать определённые меры предосторожности. 1. При работе необходимо постоянно следить за тем, чтобы реактивы (особенно кислоты и щёлочи) не попадали на руки и одежду. 2. Наливая раствор, следует снимать пробиркой со склянки последнюю каплю реактива во избежание попадания жидкости на халат (одежду) или обувь. 3. При нагревании и кипячении растворов в пробирке необходимо пользоваться держателем (рис. 58) и следить за тем, чтобы отверстие пробирки было обращено в сторону от вас и соседей. 4. Нельзя наклоняться над сосудом, в котором нагревается жидкость, особенно с осадком, во избежание попадания брызг в лицо и глаза. 5. 1^1я ознакомления с запахом нельзя нюхать вещество прямо у горлыщка сосуда, нужно ладонью руки направлять воздух от отверстия сосуда к носу (рис. 59). 6. При разбавлении кислот (особенно концентрированной серной) нужно помнить правило: кислоту следует приливать тонкой струёй в холодную воду, постоянно переме-щивая раствор. # ' У Рис. 58. Держатели для пробирок: а — деревянный; б — металлический; в — тигельные щипцы Рис. 59. Ознакомление с запахо.м вещества 201 Оказание первой помощи 1. Первая помощь оказывается обязательно с участием учителя или лаборанта. 2. При попадании кислоты на кожу или одежду следует немедленно промыть это место сильной струёй воды в течение 2-3 минут, затем обработать 2—3%-ным раствором гидрокарбоната натрия (питьевой соды) или аммиака, после чего наложить марлевую повязку, смоченную 1—2%-ным раствором перманганата калия (марганцовки). 3. При попадании щёлочи на кожу или одежду надо промывать это место больщим количеством воды до тех пор, пока кожа не перестанет казаться скользкой, затем обработать I—2%-ным раствором борной или уксусной кислоты, после чего наложить марлевую повязку, смоченную 1—2%-ным раствором марганцовки. ЛАБОРАТОРНОЕ ОБОРУДОВАНИЕ Работа с лабораторным штативом Лабораторный штатив (рис. 60, а) предназначен для крепления посуды, приборов при выполнении опытов. Он состоит из чугунной подставки 1, в которую ввинчен металлический стержень 2. Подставка придаёт штативу устойчивость. На стержне с помощью .муфт 3 укрепляют кольцо 4 и лапку 5. Лапка снабжена винтом б, позволяющим укреплять в штативе пробирку или колбу (рис. 60, б). Для этого нужно ослабить ь а Рис. 60. Лабораторный штатив: а — общий вид; 6 — крепление пробирки в лапке штатива |202 винт лапки, ввести в лапку пробирку или горлышко колбы. Закручивать винт надо осторожно, чтобы пробирка не лопнула. Пробирку обычно зажимают около отверстия. Это позволяет нагревать её по всей длине. Кольцо используют для укрепления в штативе воронки, чашки для выпаривания и т. д. При выполнении опытов пробирки ставят в специальную подставку, которую называют штативом для пробирок (рис. 61). Нагревание в лаборатории осуществляют с помощью спиртовки, газовой горелки или электронагревателя. Работа со спиртовкой Спиртовка (рис. 62) состоит из стеклянного сосуда 1, фитиля 2, укреплённого в металлической трубке с диском 3, и колпачка 4. Перед зажиганием спиртовки снимите колпачок, поставьте его на стол и проверьте, плотно ли диск прилегает к отверстию сосуда. Оно должно быть закрыто, иначе может вспыхнуть спирт в самом сосуде. Для зажигания спиртовки поднесите к фитилю горяшую спичку. Нельзя зажигать спиртовку от другой спиртовки! Это может вызвать пожар. Гасить спиртовку надо только при помощи колпачка. После проведения опыта спиртовку закройте колпачком, чтобы спирт не испарялся. Изучение строения пламени Зажгите спиртовку и рассмотрите, какое строение имеет пламя. Обратите внимание: оно неоднородно (рис. 63). Рис. 61. Штатив для пробирок Рис. 62. Спиртовка Рис. 63. Строение пламени 203 0 О п п п л ' ■ л а б Рис. 64. Посуда из фарфора: а — чашка для выпаривания: б — ступка с пестиком а в Рис. 65. Образцы химической посуды: а — стакан; б — плоскодонная колба; в — коническая колба; г — круглодонная колба В нижней части / оно тёмное, наименее горячее. Более горячей является часть 2, а самая высокая температура пламени в зоне 3, поэтому именно в верхней части пламени следует вести нагревание. Лабораторная посуда На открытом пламени нагревают только посуду из тонкого химического стекла (пробирки) и фарфоровые чашки (рис. 64). Чтобы пробирка не лопнула, сначала надо её прогреть пламенем по всей длине. Стаканы, колбы (рис. 65) нагревают, поставив на специальную сетку. Для этого сетку кладут на кольцо штатива, а на неё ставят посуду, в которой проводят опыт. Работа 2 ВЕЩЕСТВА И ИХ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА При выполнении этой работы вы познакомитесь с некоторыми веществами и изучите их физические свойства. Оф204 О При выполнении опытов соблюдайте правила безопасности при работе в химическом кабинете. Получите у учителя образцы веществ, например: медь, графит (стержень карандаша), воду, нашатырный спирт, поваренную соль, сахар, мел, медный купорос и т. д. Опишите физические свойства веществ по плану. 1. В каком агрегатном состоянии — газообразном, жидком или твёрдом — находится вещество при обычных условиях? 2. Укажите цвет вещества. Имеет ли оно блеск? 3. Ознакомьтесь с запахом вещества (вспомните правила определения запаха веществ, см. рис. 59 на с. 201). 4. Определите, если это возможно, твёрдость вещества, пользуясь кусочком стекла. Для этого проведите стеклом по поверхности вещества. Если от стекла остаётся царапина. то твёрдость описываемого вещества меньше твёрдости стекла. Если же царапины не остаётся, то твёрдость вещества больше твёрдости стекла. Так вы установите приблизительно твёрдость выданного вам вещества относительно стекла. 5. Чтобы узнать, растворяется ли вещество в воде, положите небольшую его порцию в пробирку или стакан, налейте немного воды и перемешайте. Если частички вещества исчезнут или его масса заметно уменьшится, то вещество растворимо. Для пере.мешивания жидкости пробирку берут большим и указательным пальцами левой руки около отверстия. Затем указательны.м пальцем правой руки слегка ударяют косыми ударами по нижней части пробирки (рис. 66). Если жидкость занимает больше половины объёма пробирки, то её перемешивают стеклянной палочкой, которую осторожно опускают и поднимают. Нельзя перемешивать жидкость, закрывая отверстие пробирки пальцем, так как попадание химических реактивов на кожу опасно. Кроме того, может произойти загрязнение самой жидкости, и опыт не получится. fii li 2051 / Рис. 66. Перемешивание жидкости в колбе содержимое перемешивают круговыми движениями, а в стакане — стеклянной палочкой (рис. 66), надев на её конец отрезок резиновой трубки, чтобы не повредить стакан. 6. Сравните плотность нерастворимого твёрдого вещества с плотностью воды. Для этого опустите вещество в стакан или пробирку с водой. Плавает оно или тонет в воде, т. е. меньше или больше его плотность по сравнению с плотностью воды? Более точные данные о плотности вещества найдите в табл. 16 приложения. 7. Данные о температурах плавления и кипения веществ также найдите в табл. 16. Заключения о других свойствах вещества — его пластичности, электропроводности, теплопроводности — сделайте на основании жизненных наблюдений или вспомните их из курса физики. Если таких знаний у вас нет, то об этих свойствах в описании не упоминайте. Вещества нельзя пробовать на вкус во избежание отравления и раздражения полости рта. Свои визуальные наблюдения, экспериментально полученные и справочные данные оформите в виде табл. 12 в тетради для практических работ. OQ206 О Таблица 12 Физические свойства веществ о ш h- О 0) 3' (D Ш 0) S Z о: О и о и о Z ф о. о ф с: \о н’ ф ш Физические свойства X со с со со о о о. :Ф Ш Ф С[ о о еа н о о 2 о. о со н о со CL О с с о СЕ S I ф с: CQ СО с: со □. со о. ф с 2 .0) О о: S 1 ф с со а > н со о. Ф с 2 .ф и о X т X л с: с о о с >« D. X Таким образом, вещества различаются по физическим свойствам, которые вы научились исследовать путём наблюдений и используя справочные данные. С химическими свойствами веществ вы познакомитесь позже. Работа 3 ПРИЗНАКИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ На данном занятии вам предстоит провести некоторые опыты и сделать вывод, на основании каких внешних признаков можно судить о протекании химической реакции. При выполнении опытов соблюдайте правила безопасности при работе в химическом кабинете. Опыт 1. В небольшой химический стакан или пробирку осторожно, чтобы не разбить дно, опустите 1—2 кусочка карбоната кальция (мела или мрамора) величиной с горошину, затем прилейте столько хлороводородной (соляной) кислоты, чтобы она закрыла эти кусочки. Что вы наблюдаете? Зажгите лучинку и внесите в стакан или пробирку. Что вы наблюдаете? Образовались ли новые вещества? Какие признаки tsi 207 р о О Si химической реакции вы наблюдали? Подумайте, какое из образовавшихся веществ гасит лучинку. Составьте уравнение химической реакции карбоната кальция с хлороводородной кислотой, зная, что образуются хлорид кальция, вода и оксид углерода(1\/). Опыт 2. В пробирку внесите несколько капель раствора сульфата меди(И), а затем добавьте несколько капель раствора гидроксида натрия. Отметьте в тетради, какими внешними признаками сопровождается эта реакция, составьте её уравнение, зная, что продуктами её являются гидроксид меди(И) и сульфат натрия. Опыт 3. Приготовьте раствор мьша или стирального порошка и добавьте в него 1—2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Отметьте, каким признаком сопровождается взаимодействие мыла (порошка) с водой. Опыт 4. В пробирку поместите немного оксида кальция (негашёной извести) и добавьте воды. Поставьте пробирку дном на ладонь. Что вы ошушаете? Отметьте в тетради, какими внешними признаками сопровождается эта реакция, составьте её уравнение, зная, что образуется гидроксид кальция. Оцените результаты эксперимента: что нового вы узнали? Как вы сможете использовать полученные знания? Работа 4 ОЧИСТКА поваренной соли в данной работе вы будете очищать техническую поваренную соль от примесей. При выполнении работы проведите следующие операции: растворение вещества, фильтрование раствора, выпаривание раствора, кристаллизацию вещества из раствора. Для проведения работы необходимо иметь два химических стакана ёмкостью 50 мл, химическую воронку, стеклянную палочку, фарфоровую чашку, штатив, сетку, спиртовку, фильтровальную бумагу для приготовления фильтра. 1208 1. Растворение загрязнённой поваренной соли. В химический стакан на у налейте воды. Вносите небольшими порциями техническую поваренную соль, перемешивая её стеклянной пшючкой, на конце которой надета резиновая трубочка. Соль добавляйте до тех пор, пока она не перестанет растворяться. 2. Изготовление фильтра. Квадратный ^—— листок фильтровальной бумаги сложите вчетверо и обрежьте ножницами, как по- _ _ казано на рис. 67. Один из четырёх слоёв i бумаги отогните и полученный фильтр, имеющий коническую форму, вложите в ^------ химическую воронку. Край фильтра должен быть не менее чем на 3—5 мм ниже края воронки. Необходимо, чтобы фильтр плотно прилегал к стенкам воронки. Для этого смочите его дистиллированной водой и осторожно прижмите к стеклу. 3. Очистка загрязнённого раствора соли фильтрованием. Полученный раствор соли отфильтруйте. Приступая к фильтрованию, воронку с фильтром поместите в кольцо штатива, а под неё поставьте стакан или колбу для собирания профильтрованной жидкости {фильтрата). Чтобы фильтрат не разбрызгивался, конец воронки должен касаться стенок сосуда (см. рис. 29 на с. 127). Жидкость осторожно наливайте на фильтр по стеклянной палочке, направляя струю на стенки фильтра, а не на середину, чтобы его не разорвать. Уровень жидкости, налитой на фильтр, должен быть на 5—10 мм ниже его края. Не касайтесь палочкой фильтра, его легко проткнуть. 4. Выпаривание очищенного раствора соли. Полученный 2 фильтрат перелейте в фарфоровую чашку (не более у ее объёма). Поставьте чашку на кольцо штатива (см. рис. 30 на с. 127) и нагревайте. Раствор помешивайте стеклянной палочкой, чтобы не было разбрызгивания. Когда на стенках чашки появятся кристаллы соли, нагревание прекратите. После охлаждения чашки и кристаллизации соли выпавшие кристаллы отделите от раствора. Сравните полученную соль с той, которая была вам выдана. Оцените результаты своей работы. т Рис. 67. Изготовление фильтра 209 0 О О Работа 5 SOri « ч ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА И ИЗМЕРЕНИЕ ЕГО ПЛОТНОСТИ На этом занятии вы будете готовить раствор с заданной массовой долей растворённого вещества и измерять его плотность. Опыт 1. Измерение плотности раствора ареометром Получите у учителя испытуемый раствор поваренной соли и налейте его в мерный цилиндр (рис. 68). В раствор осторожно опустите ареометр (см. рис. 34 на с. 135). Плотность жидкости оценивают по глубине погружения в неё ареометра. Определите по шкале ареометра значение плотности раствора. Во время измерения ареометр не должен касаться стенок цилиндра. Приподняв ареометр на 1—2 см, вновь опустите его в раствор и ещё раз определите его плотность. Измерения повторите три раза и вычислите среднее значение плотности. Раствор вылейте в специально приготовленную склянку. Ареометр вымойте. Используя табл. 17 приложения, по значению плотности раствора определите массовую долю растворённого вещества в растворе. Опыт 2. Приготовление раствора и измерение его плотности Это исследование выполняйте в группе, состоящей из четырёх учащихся. Ваша задача — приготовить растворы с массовыми долями поваренной соли 8%, 16%, 20%, 24%, измерить и сравнить их плотности. Распределите обязанности в группе и приступайте к приготовлению растворов. Для этого: 1. Вычислите массу соли и объём воды (плотность воды равна 1 г/см^), которые потребуются для приготовления раствора указанной учителем массы с заданной массовой долей соли. 2. Для выполнения этой работы вам понадобятся весы с разновесами (см. рис. 19 на с. 104). На левую чашку весов положите часовое стекло и уравновесьте весы указанным учителем способом. Взвесьте на весах соль рассчитанной вами массы и отмерьте цилиндром воду нужного объёма. Рис. 68. Мерный цилиндр о 0210 О 3. Внесите соль в колбу или стакан и небольшими порциями долейте отмеренную воду. Содержимое стакана (колбы) перемешайте до полного растворения соли. 4. Определите плотность полученного раствора. Значение плотности раствора и соответствующее е.му значение массовой доли поваренной соли запишите в тетрадь. По результатам эксперимента в группе установите закономерность, отражающую зависимость плотности раствора от массовой доли растворённого вещества, и составьте табл. 13. Сравните ваши данные со справочными (табл. 17 приложения). Таблица 13 Плотность раствора и массовая доля хлорида натрия в растворе Плотность раствора Массовая доля соли в растворе, % Постройте график зависимости плотности раствора от массовой доли растворённого вещества. Работа 6 ОПРЕДЕЛЕНИЕ pH СРЕДЫ При выполнении данной работы вы закрепите навыки определения pH среды при по.мощи универсального индикатора. Опыт 1. Определение pH раствора при помощи универсального индикатора Получите у учителя раствор, pH которого требуется определить. Нанесите стеклянной палочкой или пипеткой 2-3 капли этого раствора на индикаторную бумагу. Сравните окраску ещё сырого пятна, полученного на бумаге, с цветной 2WQ О О mKajiofi и выберите на ней оттенок, наиболее близкий к цвету полученного пятна. Сделайте вывод о pH исследуемого раствора и укажите реакцию среды. Опыт 2. Получение почвенного раствора и определение его pH В пробирку поместите почву (высота столбика почвы должна быть 2—3 см). Прилейте 5—7 см’ прокипячённой (для удаления углекислого газа) воды. Закройте пробирку пробкой и встряхивайте в течение 2—3 минут. Дайте раствору отстояться 1—2 минуты. Затем приготовьте бумажный фильтр, вставьте его в воронку, закреплённую в кольце штатива. Подставьте под воронку чистую сухую пробирку и осторожно профильтруйте, не взбалтывая осадка, полученную с.месь почвы и воды. Почва останется на фильтре, а собранный в пробирке фильтрат представляет собой почвенный раствор (почвенную вытяжку). Нанесите стеклянной палочкой или пипеткой почвенный раствор на индикаторную бумагу. Сделайте вывод по результатам своих наблюдений. Подобный опыт вы можете провести с почвой, взятой на огороде, даче, около дома. Опыт 3. Определение рП некоторых растворов и соков Если в качестве объекта исследования взят раствор (чай, молоко, кофе, томатный сок, жидкое мыло и т. д.), то определение проводите, как описано в опыте 1. Если исследуемый материал представляет собой плоды или ягоды* (лимон, огурец, помидор, мандарин, яблоко, апельсин и др.), то сначала следует отжать сок, а затем определять его pH, как при проведении опыта 1. Выполняйте опыт в парах, распределив обязанности. Результат испытаний оформите в виде табл. 14. * Не следует брать ярко окрашенные плоды и ягоды. Для испытаний вы .можете взять растворы и соки, используемые в до.машних условиях. в 0212 О Значения pH некоторых растворов и соков Таблица 14 Источник сока pH Раствор pH Помидор Молоко Лимон Чай Огурец Кофе Картофель Силикатный клей Капуста Жидкое мыло Яблоко Столовый уксус Хурма Раствор питьевой соды Опыт 4. Растительные индикаторы Соки ярко окрашенных плодов, ягод, лепестков цветов обладают способностью изменять цвет в зависимости от pH среды, поэтому могут быть использованы в качестве индикаторов. Если растительный материал спелый и сочный (ягоды вишни, черники, чёрной смородины и т. п.), то для получения сока разотрите плоды или ягоды в фарфоровой ступке. Прилейте кипячёную воду в соотношении 1 : 3 (на 1 часть сока 3 части воды). Образовавшуюся смесь перемешайте и осторожно профильтруйте. Собранный фильтрат и будет представлять собой растительный индикатор. Если растительный материал несочный (корнеплоды столовой свёклы, листья фиолетовой капусты, фиолетовый лук и др.), то для получения сока измельчите его на мелкой тёрке или разотрите в фарфоровой ступке с небольшим количеством чистого песка и прилейте кипячёную воду также в соотношении 1 : 3. Образовавшуюся смесь перемешайте и осторожно профильтруйте. Для опытов можно использовать и готовые соки*. * Выбор растительного материала этим не ограничивается. Для испытаний вы можете использовать любые растения вашей местности. 213 0-0 О Налейте в одну пробирку раствор гидроксида натрия, в другую — соляную кислоту и внесите в каждую пробирку по несколько капель приготовленного растительного индикатора. Отметьте окраску индикатора в нейтральной, шелочной и кислотной средах. Выполняйте опыт в парах, распределив обязанности. Результаты наблюдений оформите в виде табл. 15. Таблица 15 Растительные индикаторы Растительный материал Цвет индикатора естественный (в нейтральной среде) в кислотной среде в щелочной среде Фиолетовая капуста Столовая свёкла Фиолетовый лук Вишня Ежевика Чёрная смородина Черника Оцените результаты эксперимента. Где вы сможете использовать полученные знания и приобретённые умения? Приложения Таблица 16 Плотность, температуры плав.1ения и кипения некоторых веществ Вещество Плотность, г/см^ Температура плавления, °С Температура кипения, °С Алюминий 2,699 660 2348 Графит 2,25 Возгоняется — Свинец 11,34 327 1751 Медь 8,9 1083 2580 Поваренная соль 2,165 801 1413 Мел 2,93 Разлагается Кальцинированная сода 2,533 852 Разлагается Глауберова соль 2,698 884 Разлагается Железный купорос 1,898 64 Разлагается Медный купорос 2,284 Разлагается Цинк 7,14 420 913 2150 О О Таблица 17 Плотность растворов некоторых веществ с различной массовой долей при 20 °С Массовая доля растворённого вещества, % Плотность раствора, г/см^ H2SO4 HNO3 HCI NaOH NaCI СН3СООН 4 1,025 1,020 1,018 1,043 1,027 1,004 8 1,052 1,043 1,038 1,087 1,056 1,010 12 1,080 1,066 1,057 1,131 1,086 1,015 16 1,109 1,090 1,078 1,175 1,116 1,021 20 1,139 1,115 1,098 1,219 1,148 1,026 24 1,170 1,140 1,119 1,263 1,180 1,031 28 1,202 1,167 1,139 1,306 1,036 32 1,235 1,193 1,159 1,379 1,039 36 1,268 1,221 1,179 1,390 1,044 40 1,303 1,246 1,430 1,049 44 1,338 1,272 1,469 1,052 48 1,376 1,298 1,507 1,056 52 1,415 1,322 1,560 1,059 56 1,456 1,345 1,601 1,062 60 1,498 1,367 1,643 1,064 64 1,542 1,387 68 1,587 1,405 72 1,634 1,422 76 1,681 1,438 80 1,727 1,452 Ответы к расчётным задачам §4 8. На 8 электронов. §5 4. 6,93. §12 2. ш(Н) = 5,88%; w{S) = 94,12%. 3. а) в СО; б) в СО^. 4. 3:1. §14 3. u)(Na) = 57,5%; w(0) = 40%; u;(H) = 2,5%. §15 2. u’(H) = 5%; u;(F) = 95%. §16 5. w(N) = 82,35%; u;(H) = 17,65%. §17 1. w{S) = 50%; iv{0) = 50%. 3. a. §18 3. w(Cl) = 79,78%. §20 5. н;(К) = 31,8%;ш(С1) = 29%; ш(0) = 39,2%. §21 2. w(Si) = 46,7%; w(0) = 53,3%. §22 1. a) 7V(N2) = 3 ■ 10-'; 7V(N) = 6- 10"; 6) N(N2) = 1,2 • 10"; N(N) = 2.4- 10". 2. Л^(0) = 6- 10"; N(H)= 1,2- 10". 3. a) v(S) = 0,1 моль; 6) v(C02) = 50 моль. 4. a) M(MgO) = 40 г/моль; 6) M(HCl) = 36,5 г/моль. 5. a) v(Fe) = 2,5 моль; 6) v(H2S04) = 1,5 моль. 6. miOj) = 80 Г. 7. а)Л^(Н20) = 1,5- 10"; 6) iV(C02) = 9- 10". §23 I.SO3. 2. FejO^. 3. PCI3. §24 5. ш(А1) = 52,9%. 6. P2O5. §25 3. v(Ca(OH)2) = 0,1 моль. 4. ;n(Mg(OH)2) = 29 r. 5. KOH. §26 5. HNO,. 6. m(HCl) = 365 r. 9. Na2C03. 5. HjO. §27 §28 §31 3. v(S) = 0,5 моль; m(S) = 16 r. 4. m(H2) = 6 Г. 5. m(CuO) = 240 r. 2170Ч) О 6. v(P) = 10 моль; v(02) = = 12,5 моль; vlPjOj) = 5 моль. 7. C + Oj = C02+ 393,5 кДж. 8. a) 230 кДж; б) 138 кДж. 9. m(S) = 160 г; m(0,) = 160 г. §34 6. м;(Н,0) = 36%. §35 1. u;(Na2SO4) = 20%. 2. u;(NaOH) = 37,5%. 3. m(CuS04) = 200 г; m(H20)= 19 800 г. 4. m(HCl) = 50 г. 5. /п(КОН) = 54,6 г. 6. m(BaS04) = 69,9 г 7. г^(глюкозы) = 8%. 8. ^(селитры) = 17,2%. §36 5. w(c-dxapa) = 4,76%. §37 4. пг(ост.) = 8,75 г §38 4, т(кислоты) = 7 г; т(Н20) = 343 г §39 3. Mg(OH)2. §40 3. К3РО4, §41 4, т(кислоты) = 7,5 г §42 4. m(NaN03) = 12 г; отСНзО) — 588 г, §44 4, т(НС1) = 7,Зг; m(FeCl2) = 12,7 г §45 5, и;(НЫОз) = 4,8%. 6, т(СОз) = 13,75 г; m(Na2C03) = 33,125 г §46 4, m(H2S04) = 73,5 г §47 4,1^(р-ра) = 229 см\ §48 4, v(H2) = 2 моль; т(Н2> = 4 г §49 4, m(Na2Zn02) = 71,5 г §50 6. u;(NaCl) = 6,7%. 7. uj(FeS04) = 3%. §51 4. Na3P04. предметный указатель Амфотерные гидроксиды 189 — оксиды 176 Анион 147 Ареометр 135 Атом 8, 16 Атомная единица массы 10 Атомно-молекулярное учение 121 Бинарные соединения 68 Благородные газы 25 Валентность 44 Вещество 5 — простое 41 — сложное 42 — чистое 124 Вода 80 — кристаллизационная 131 Водородный показатель 158 Выпаривание 127 Гашёная известь 85 Генетическая связь между классами веществ 197 Гидратация 131 Гидраты 131 Гидроксид-ион 83 Гипс 131 Горькая соль 95 Группа 28 Делительная воронка 126 Декантация 126 Диссоциация электролитическая 143 Едкий натр 85 Едкое ка,1и 85 Закон постоянства состава 53 — сохранения массы веществ 104 Известковая вода 85 Изотопы 17 Индекс 36 Индикатор 157 — универсальный 158 Ион 56 Ионная связь 58 Ионное соединение 58 Катион 147 Кислоты 86. 153 — бескислородные 87 — кислородсодержащие 87 — многоосновные 87 — одноосновные 87 —,получение 184 —,свойства 185 Классификация 78 Ковалентная связь 46 ----неполярная 51 ----одинарная 48 ----полярная 51 Колба 204 Количество вещества 71 Коэффициент 13 Кремния оксид 82 Кристаллизация 128 Кристаллическая решётка 54 ----ионная 61 ----молекулярная 54 219 Кристаллогидрат 131 Купорос медный 131 — железный 131 Лакмус 157 Массовая доля атомов элемента 39 --растворённого вещества 134 Массовое число атома 15 Металлы 25 Метилоранж 157 Молекула 8 Моль 71 Молярная масса вещества 72 Нейтрон 14 Неметаллы 25 Неэлектролит 143 Обратимый процесс 148 Оксиды 79 — амфотерные 176 — кислотные 175 — несолеобразующие 171 — основные 172 —, получение 170 — солеобразующие 171 Основания 83, 154 — многокислотные 84 — нерастворимые 84 — однокислотные 84 —,получение 180 — растворимые 84 —, свойства 181 Относительная атомная масса 10 ------элемента 18 Относительная молекулярная масса вещества 37 Отстаивание 125 Период 27 — больщой 27 — малый 27 Периодическая система 26 Поваренная соль 95 Подгруппа главная 28 — побочная 28 Постоянная Авогадро 71 Признаки химической реакции 100 Простое вещество 41 Протон 14 Раствор 130 — концентрированный 133 — разбавленный 133 Реакция замещения 112 — ионного обмена 160 — нейтрализации 181 — обмена 112 — разложения 111 — соединения 111 — экзотермическая 109 — эндотермическая 110 Ряд активности металлов 187 Свойства веществ физические 6 --химические 99 Серная кислота 90 Сложное вещество 42 Смесь неоднородная 125 — однородная 125 Сода кальцинированная 95 — каустическая 85 — питьевая 95 Соли 91 — кислые 92, 156 —.получение 192 —,свойства 194 — средние 92, 155 О ф220 О Состав вещества качественный 35 --количественный 35 Спиртовка 203 Среда кислотная 156 — нейтральная 156 — щелочная 157 Степень диссоциации 149 Степень окисления 65 Теория электролитической диссоциации 146 Тепловой эффект реакции 109 Углекислый газ 81 Уравнение термохимическое ПО Уравнение химической реакции 105 ------ молекулярное 105, 161 ------полное ионно-молекулярное 162 ------сокращённое ионно-молекулярное 162 Фенолфталеин 157 Физические явления 99 Фильтр 127, 209 Фильтрат 127 Фильтрование 127 Формула молекулярная 36 — структурная 48 — электронная 47 Химическая связь 44 ---ионная 58 ---ковалентная 46 ------неполярная 51 ------одинарная 48 ------полярная 51 Химические свойства вещества 99 Химический элемент 12, 16 Химическое соединение 42 Химия 7 Штатив 202 Щёлочи 84 Электролит 143 — сильный 150 — слабый 150 Электрон 15 Электронная конфигурация атома 21 Электронная оболочка атома 20 Электронная схема атома 21 — формула молекулы 47 Электронный слой 20 ---заверщённый 21 ---незаверщённый 21 Электроны валентные 44 — неспаренные 44 — спаренные 44 Электроотрицательность 50 Энергетический уровень 20 Явления 98 — физические 98 — химические 99 Оглавление Введение Предисловие...............................................3 § 1. Предмет химии. Вещества и их физические свойства.....5 § 2. Молекулы и атомы. Относительная атомная масса........8 § 3. Химические элементы. Символы химических элементов.... 12 СТРОЕНИЕ АТОМА. СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОМ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА I §4. Состав атома и атомного ядра........................ 14 §5. Изотопы............................................. 17 § 6. Строение электронной оболочки атома..................20 § 7. Строение электронной оболочки атомов элементов третьего и четвёртого периодов........................23 § 8. Структура Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева и электронное строение атома........26 § 9. Периодическое изменение некоторых характеристик и свойств атомов химических элементов................29 § 10. Характеристика химического элемента на основе его положения в Периодической системе химических элементов и строения атома................33 ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВ II §11. Химические формулы. Относительная молекулярная масса вещества............35 § 12. Вычисления по химическим формулам...................39 §13. Простые и сложные вещества..........................41 § 14. Ковалентная связь...................................43 § 15. Образование ковалентной связи на примере некоторых молекул....................................46 § 16. Ковалентные полярная и неполярная связи. Электроотрииательность атома.........................50 О 0222 О § 17. Вещества молекулярного строения. Закон постоянства состава..........................53 § 18. Ионная связь.....................................56 §19. Вещества немолекулярного строения.................60 §20. Степень окисления................................63 § 21. Составление химических формул бинарных соединений по степеням окисления..............................68 § 22. Количество вещества. Моль. Молярная масса........70 § 23. Установление простейшей формулы вещества по массовым долям элементов........................76 КЛАССИФИКАЦИЯ СЛОЖНЫХ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ III § 24. Оксиды. Определение, состав, номенклатура и классификация......................................79 § 25. Основания. Определение, состав, номенклатура и классификация........................................83 § 26. Кислоты. Определение, состав, классификация, номенклатура и структурные формулы...................86 § 27. Соли. Определение, состав, классификация и номенклатура.........................91 ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ IV § 28. Физические и химические явления. Химические реакции..................................98 § 29. Закон сохранения массы веществ. Уравнения химических реакций...................... 103 §30. Основные типы химических реакций.................. 108 §31. Расчёты по уравнениям химических реакций ......... 114 §32. Основные положения атомно-молекулярного учения.... 120 РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ V §33. Чистые вещества и смеси веществ .................. 124 § 34. Понятие о растворах. Процесс растворения. Кристаллогидраты.................................. 129 § 35. Массовая доля растворённого вещества в растворе.. 133 § 36. Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты................................... 141 2230 О О § 37. Основные положения теории электролитической диссоциации..................................... 146 § 38. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты .... 148 § 39. Кислоты и основания в свете представлений об электролитической диссоциации............... 151 § 40. Соли в свете представлений об электролитической диссоциации..................................... 155 § 41. Среда водных растворов электролитов........... 156 §42. Реакции ионного обмена. Ионно-молекулярные уравнения реакций............................... 160 § 43. Условия протекания реакций ионного обмена..... 165 ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ, СПОСОБЫ ИХ ПОЛУЧЕНИЯ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА VI § 44. Оксиды. Способы получения и классификация. Основные оксиды.................................... 170 §45. Кислотные и амфотерные оксиды...................... 175 §46. Основания. Способы получения и свойства............ 180 §47. Кислоты. Способы получения и свойства.............. 184 § 48. Кислоты. Взаимодействие с мета.ъ1ами. Ряд активности метагтов............................ 187 §49. Амфотерные гидроксиды. Способы получения и свойства....................... 189 §50. Соли. Способы получения и свойства................. 192 §51. Генетическая связь между ютасса.ми неорганических веществ............................. 196 Практические работы Работа 1. Приёмы обращения с лабораторным оборудованием и основы безопасности при работе в химическом кабинете..............199 Работа 2. Вещества и их физические свойства..............204 Работа 3. Признаки химических реакций....................207 Работа 4. Очистка поваренной соли........................208 Работа 5. Приготовление раствора и измерение его плотности.... 210 Работа 6. Определение pH среды...........................211 Приложения...............................................215 Ответы к расчётным задачам...............................217 Предметный указатель.....................................219 РАСТВОРИМОСТЬ кислот, ОСНОВАНИИ и СОЛЕИ В ВОДЕ Ионы Н* Катионы гидроксидов СИЛЬНЫХ оснований слабых оснований амфотерных слабо амф. к* Na* Li* Ва^* Са^^ nh: Мд^* Fe^* Ад' Zn^* РЬ^* Sn^* Fe^** Си^* ОН- Гидроксид р Р Р Р М Pi Н Н — Н Н н н Н н Ь 0 о S 2 Z о S X < X л X л о N03 Нитрат Р р Р Р Р Р р Р Р Р Р Р р - Р р S05- Сульфат Р р Р Р Н м р Р Р М Р Р н р Р р |- Иодид Р р Р Р Р р р Р Р н Р Р н м - - Вт- Бромид Р р Р Р Р р р Р Р н Р Р м — Р р С|- Хлорид Р р Р Р Р р р Р Р н Р Р м р Р р X л \о (Q к о Р05- Ортофосфат Р р Р Н Н н — н Н н Н Н н н н н СО"- Карбонат Pt р Р Р н н р н Н н — — - - - - S2- Сульфид РГ р Р Р р р р м н н — н н н — н SiO|- Метасиликат н р Р н н н - н н — - н н — - - ОКРАСКА ИНДИКАТОРОВ В РАЗЛИЧНЫХ СРЕДАХ Индикатор Среда кислотная нейтральная щелочная Лакмус Красный Фиолетовый Синий Фенолфталеин Бесцветный Бесцветный Малиновый Метилоранж Красный Оранжевый Жёлтый Обозначения: Н — нерастворимые; М — малорастворимые; Р — растворимые; чёрточка {—) не существуют или разлагаются водой; Р’ — кислоты (основания) летучие или распадаются с образованием газа. РЯД АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ Li К Ва Са Na Mg А1 Zn Fe Ni Sn Pb вытесняют водород из кислот Hj Си Ag Hg Au водород не вытесняют