Учебник Химия 8 класс Попель Крикля

4 П. П. Попель, Л. С. Крикля химия Учебник Периодическая система химических эпомрнтов Д- И. Менделеева (короткий вариант) Периоды -- — -- TnvnnM . — 1 э 1 Ь а II ь| а III ь| а IV ь|э V ''—VI Ь а VII Ь a Vlll b 1 Н 1 Шдроген 1.0079 Водород (Н) He 2 Гелий 4,0026 Is* 2 U 3 Литий 6341 [И«|3а* Be 4 Бериллий 9,012 |Ие]2>^ в 5 Бор 10,81 1Мо12в^2р^ C 6 Карбон 12,ou Углерод lHel2s’2p’ N 7 Нитроген 1^0067 Азот 0 8 Оксиген 15.999 КисЛОГ)ОД|Нв12я*2р* F 9 Флуор 12998 Фтор IHel2s*2p® Ne 10 Неон 20,180 (Нс)2в*2р* 3 Na 11 Натрий 22.960 [Ne)3s^ Mg 12 А1 13 Алюминий 26,982 |Nei3e^3p* Si 14 Силиций 28,086 |Ncl3s^3p^ Р 15 Фосфор ээи INcl3s^3p’ S 16 Сульфур 3206 Пера iNcj3s*3p^ Cl 17 Хлор 35,453 {Ncjas^Sp'^ Ar 18 Аргон 39,948 (Nel3s*3p* 4 к 19 Калий 39,098 |А,К.‘ Са 20 Кальций 40,08 [АЛ4** 21 Sc 44,956 Скандий (VlSdW 22 Ti 47,87 Титан (Afl3d'4e’ 23 V 50,941 ВаК1ДИЙ 1АГ134*48* 24 СГ 51.9^ )ФС)М ГАг134*48* 25 Mn 54.938 Манган (Ari3d*4s* Марганец 26 Fe 56345 Феррум (Afi34‘4s* Железо 27 Co 58,933 Кобальт fAr]34*4e* 28 Ni 58,69 Никель [Ar]34®4e* 29 Си 63,546 КуПруМ |Af)3pbMaiKrl4d"‘s^p* Те 52 Теллур 127,60 1Ю]44*“5**5р* 1 53 Иод 126,904 JKrl44"’Ss*5p^ Xe 54 Ксенон 13229 lKrl44*®5s*5p* 6 Cs 55 Цезий 132.91 IX.16S* Ва 56 Барий 13733 Ptoiee* 57 La* 138,905 Лантан |Xe)5d^66^ 72 Hf 178,49 Гафний IXeI4f”54*6s* 73 Та 180,948 Тгнтая lXeJ4f'*54^6^ 74 W 16284 Вольфрам lXe)4f^54*es* 75 Re 186,207 Рений IXeI4f**54*e5* 76 Os 190,2 Осмий [XeJ4f“S4*6s* 77 Ir 192.22 Иридий P Свинец ...б**вр* Bi 83 Бисмут 208,980 Висмут iXe)4f ^V Ро 84 Полоний [209] Р(е!4Г**54*®6в*во" At 85 Астат [210] IXe}4f“54^®ee*ep® Rn 86 Радон [222] |Xe|4f”54"6e*6p* 7 Fr 87 Франций {223] |Rnl7«* Ra 88 Радий 12261 пшрч* 89 Ac** [227] Актиний |Rn|W‘7s’ 104 Rf [261] Резерфордий 1Яп15Г”в4*78* 105 Db [262] ;^ИЙ |Rol5f**64*7»* 106 Sg 1266] Сиборгий !ИпВ7“в4*7»* 107 Bh [264] Борий [RnJ5f*'e4®78* 108 HS [267] Гассий IRnl5f*W7s* 109 Mt [268] Майтиерий IRn]5f**6d*7a* 110 Ds Дармштадтий (271J fRnl5f*W7e* Высшие оксиды Е2О ЕО E203 E02 Е2О5 ГОз E2O7 EO4 Летучие соединения с Ги)|^геном EH4 ЕНз Н2Е HE ^Лантаноиды 58 Се 140^12 4f^5d* Церий 59 РГ 140,908 4f®5d® Празеодим 60 Nd 144,24 4f* Неодим 63. Pm [1451 4f^ Прометий 62 Sm 150,4 Самарий 63 Eu 15t96 4f* Европий 64 Ga 157^5 54^ Гадолиний 65 ТЬ 158,625 Afbff Тербий 66 162S Дис Dy Ю 4f“ пооэий 67 H 164,93 4f Гольм 0 u ИЙ 68 Er 167^6 4t“ Эрбий 69 Tm 168,93 4f” Тулий 70 Yb 173.04 47** Иттербий 71 Lu 174.97 5d* Лютеций ** Актиноиды 90 Th 232,038 6d‘ Торий 91 Ра 1231] Протактиний 92 и 238,029 Sf^ Уран 93 Np [237] 5f^ Нептуний 94 Pu 1244] s«*6d" Плутоний 95 Am [243] 5f' Америций 96 97 Вк 98 Cf 1251] 5f‘®64® Калифорний 99 ES [252] 5f‘* Эйнштейний 100 Fm [257] 57** Фермий 101 Md (2581 5f** Менделевий 102 No [2591 57“ Нобелий 103 Lr [262] 6d* Лоуренсий □ S-элементы р-элементы □ d- элементы □ f-элементы мля г-элементов приведены только изменяемые части электронных формул 1 = f 1 • и; fl П Попель, Л. С. Крикля химия Учебник ДЛЯ обшеобразовательных учебных заведений класс Рекомендовано Министерством образования и науки Украины Киев Издательский иентр «Академия» 2008 ^ Хи>шя,8кл. ББК 24.Я721 П57 Рекомендовано Министерством образования и науки Украины (Приказ Министерства обраэсэвания и науки Украины от 17.03.2008 г. N* 179) Ответственные за подготоеку учебника к издана; главный специалист МОН Украины Фицайло С. С.; заведующая сектором Института инновационных технологий и содержания образования Е. А. Попель П. П. П57 Химия : 8 кл. : учеб, для общеобразоват. учебн. заведений / П. П. Попель, Л. С. Крикля. — К. : ИЦ «Академия», 2008. — 240 с. : ил. ISBN 978-966-580-274-7 ББК 24.Я721 ISBN 978-966-580-274-7 © Попель П. П.. Крикля Л. С.. 2008 © ИЦ «Академия», оригинал-макет, 2008 Дорогие восьмиклассники! На уроках химии в 7 классе состоялось ваше знакомство с интересной наукой о веществах и их превращениях. Вы овладели химическим языком, выяснили, что такое химические элементы, как обозначают их и образованные ими вещества, как записывают химические реакции, научились выполнять простейшие химические расчеты, осуществлять химические опыты. Вам стало известно, что существует множество веществ, а частиц, из которых они состоят, — только три вида: атом, молекула, ион. Вы узнали много иптехюсного об Оксигене и Ферруме — одних из наиболее важных химических элементов, о свойствах их простых веществ — кислорода и железа. В 8 классе химия откроет вам новые тайны. Вы убедитесь в том, что среди элементов и их соединений существует строгий порядок и тесные взаимосвязи. Их обобщает периодический закон, открытый почти 140 лет тому назад выдающимся ученым Дмитрием Ивановичем Менделеевым. Основное внимание на уроках химии в этом учебном году будет уделено важнейшим группам (классам) соединений, изучению их химических свойств. Вы узнаете о строении атомов, молекул, ионов и различных веществ, о том, как соединяются частицы в каждом веществе, получите удовольствие от проведения химических опытов. Вы уже убедились, что изучать химию необходимо для того, чтобы понимать, как устроен окружающий мир, по каким законам он развивается, чтобы, пользуясь продуктами химического производства, не разрушать природу, а оберегать и приумножать ее богатства. Как пользоваться учебником Этот учебник поможет вам изучать химию. В начале *|^ждого параграфа указано, какое значение имеет для вас оа ^®***^^^ учебный материал; в конце парагх>афов сформули-ы выводы. Текст, представленный мелким шрифтом, А азначен для учеников, которые желают расширить и углубить свои знания. Дополнительная информация и интересные факты размещены на полях. Основные определения выделены цветом, а новые термины, важные утверждения и слова с логическим ударением — курсивом. Названия лабораторных опытов и практических работ поданы на цветном фоне. После каждого параграфа предложены задания, упражнения и задачи различных типов; они размещены щ>еимущественно по возрастанию сложности. В конце учебника имеются ответы к некоторым задачам и упражнениям, словарь основных терминов, а также предметный указатель. С его помощью вы сможете быстро найти страницу учебника, на которой идет речь об определенном термине, веществе, явлении и т. д. Вдумчивая работа с учебником поможет вам глубже осознать связь между составом, строением и свойствами веществ, научиться прогнозировать и объяснять химические превраще1шя. Подготовка к химическому эксперименту К практическим работам следует тщательно готовиться. Рекомендации относительно правил работы и техники безопасности в химическом кабинете, приведенные в учебнике для 7 класса, вам, несомненно, нужно выполнять и в 8 классе. Пока за окном осень и вокруг растут цветы, дозревают фрукты, ягоды, овощи, вы можете подготовиться к домашнему эксперименту. Соберите и отдельно высушите лепестки окрашенных цветов, по несколько различных ягод. Зимой приготовьте отвары каждого растения, которые будут необходимы для опытов. Они способны изменять свою окраску при воздействии определенных веществ. Для опытов используйте также соки свеклы, темного винограда, краснокочанной капусты. Осуществляйте домашний эксперимент только с разрешения родителей. Химия — увлекательная наука. Искренне желаем вам успехов в ее изучении. Авторы 1 раздел Количество вещества. Расчеты по химическим формулам Несколько столетий тому назад алхимики, готовясь к различным опытам и после их проведения, нередко взвешивали вещества, определяли их объемы. После открытия М. В. Ломоносовым и А.-Л. Лавуазье закона сохрапспил массы веществ при химических реакциях химия начала быстро развиваться, обретая статус точной науки. Расчеты стали неотъемлемой частью химических исследований. 1 Количество вещества Материал параграфа поможет вам: > выяснить суть физической величины «количество вещества*, а также единицы ее измерения «моль*; > понять, сколько и каких частиц содержит 1 моль вещества; >■ решать задачи на вычисление или использование количества вещества. Количество вещества. Вы уже знаете, что вещества могут иметь молекулярное, атомное или ионное строение. Превращение одних веществ в другие происходит в 1>езультате соединения атомов в молекулы, распада молекул на атомы, перегруппировки атомов или ионов. Комментируя реакцию горения углерода С + О2 = СО2. вы скажете, что каждый атом Карбона взаимодействует с молекулой кислорода с образованием молекулы углекислого газа, два атома Карбона взаимодействуют с двумя молекулами кислорода, образуя две молекулы углекислого газа, и т. д. Чтобы подготовить какой-либо химический опыт, не имеет смысла пересчитывать атомы, молекулы. Да это и невозможно сделать. Химики используют физическую величину, которая определяется количеством частиц вещества в определенной его порции. Название этой величины — количество вещества. Ее обозначают латинской буквой л; раньше для этого использовали греческую букву v (*ню»). Единицей измерения количества вещества является моль^. Ученые установили, что 1 моль любого вещества содержит 602 000 000 000 000 000 000 000 его формульных единиц (атомов, молекул, совокупностей ионов). Это число можно записать как 602 • 10^* (21 — количество нулей в первой записи), или 6,02 • 10^®. 1 моль — это порция вещества, которая содержит 6,02 • 10^^ его формульных единиц. Так, 1 моль углерода (вещество атомного строения) содержит 6,02 • 10^^ атомов Карбона, 1 моль кислорода (вещество молекулярного строения) — 6,02 • 10^ молекул Og, а 1 моль поваренной соли NaCl (вещество ионного строения) — 6,02* 10^^ пар ионов Na* и СГ, т. е. 6,02 • 10^^ ионов Na^ и 6,02 • 10^^ ионов СГ. ► Назовите формульные единицы для магния, хлора, калий фторида KF и скажите, ‘ Термин происходит от латинского слова moles — бесконечно^ множество. сколько их содержится в 2 моль каждого вещества. Понятие «количество вещества» используют не только по отношению к веществам, но и по отношению к частицам — атомам, молекулам, ионам. Например, выражение «1 моль ионов Na*» означает «6,02 • ионов Na^». Число 6,02 • 10“ было выбрано не случайно. Ученые определили, что столько атомов содержится в 12 г углерода — массе этого простого вещества в граммах, которая численно равна относительной атомной массе соответствующего элемента (Карбона). Отсюда — такое определение единицы измерения количества вещества; 1 моль — это порция вещества, которая содержит столько формульных единиц, сколько атомов Карбона содержится в 12 г углерода. Представление о порциях различных веществ в 1 моль можно получить из рисунка 1. Число 6,02 • 10“ назвали числом Авога-дро в честь итальянского ученого А. Аво-гадро. Рис. 1. Порции веществ в 1 моль; а — алюминий; б — вода; в — поваренная соль Число Авогадро в миллиарды раз превышает количество волос на головах, в усах, бородах всех живущих на Земле людей. Если покрыть земную поверхность таким количеством (6,02 • 10^^) теннисных мячей, то толщина ••покрытия» будет составлять приблизительно 100 км. Если же разместить 6,02 • 10“ атомов Гидрогена, наименьших среди всехатомов, вплотную друг к другу в линию, то ее длина составит приблизительно 6 • 10^° км. Нитью такой длины можно обмотать земной шар по экватору более чем 1500 000 раз (рис. 2). Амедео Авогадро (1776—1856) Выдающийся итальянский физик и химик. Выдвинул гипотезу о молекулярном строении веществ, в частности газов. Открыл один из законов для газов (1811), позже названный его именем. Уточнил атомные массы некото рых элементов, определил состав молекул воды, аммиака, углекислого и угарного газов. метана, сероводорода и др. Разработал экспериментальные методы определения молекулярных масс газообразных веществ. Рис. 2. 1 моль атомов Гидрогена п = N N. н н н Н 1 500 000 витков Число Авогадро 23 6,02 • 10 Числу Авогадро отвечает постоянная Авогадро. Ее обозначение — Ад, а размерность вытекает из такого выражения: 6,02 • 10'® — 6,02 • 10'® моль -1 1 моль Если порция вещества содержит N частии (формульных единиц), то можно вывести формулу для вычисления соответствующего количества вещества п: в 1 моль вещества содержится частиц, в п моль вещества — частиц; N п = N. Слово «молы> не склоняется, если перед есть число, но склоняется, если числа нет* 8 Примеры словосочетаний: взято 5 моль железа, определение моля. Решение задач. Решим несколько задач, в которых используется величина ♦ количество вещества ЗАДАЧА 1. В каком количестве вещества содержится 3,01 • 10 атомов Алюминия? 24 Дано: N(A\) = = 3,01 • 10^'* атомов п(А1) __9 Решение Воспользуемся формулой, которая отображает связь между количеством вещества и числом частиц (атомов): ЩАХ) 3,01 • 10'^ л(А1) = N. 30,1-10'® 6,02 • 10" моль * = 5 моль. -1 6,02 • 10" моль Ответ: п(А1) = 5 моль. В 1 моль какого-либо молекулярного вещества всегда содержится больше чем 1 моль атомов (1 моль элемента). Например, в 1 моль кислорода Og — 2 моль атомов Оксигена (2 моль элемента Оксигена); в 1 моль метана СН4 — 1 моль атомов Карбона и 4 моль атомов Гидрогена (1 моль Карбона и 4 моль Гидрогена). ► Какие количества вещества атомов содержатся в 1 моль озона Од, в 2 моль белого фосфора Р4, в 0,5 моль аммиака NH3? Количества вещества ионов в ионном соединении вычисляют аналогично. ЗАДАЧА 2. Рассчитать количества вещества ионов в феррум{111) оксиде РвзОз, взятом количеством вещества 4 моль. Дано: Решение ^(^^гОз) ~ 4 моль Формульная единица оксида FegOs содержит 2 иона Fe®* и 3 иона 0'“. Поэтому 1 моль FCgOs состоит из 2 моль ионов Fe®^ и 3 моль ионов О'". Это интересно Количество вещества используют для характеристики состава растворов в научных исследованиях. В 4 моль этого соединения количества вещества ионов в четыре раза больше: л(Ре^*) = 2л(Ре20з) = 2*4 = 8 (моль); п(0^ ) == SniFefls) = 3*4 = 12 (моль). Ответ: n(Fe^*) = 8 моль; п(0^“) = 12 моль. По формуле соединения можно определить соотношение в нем количеств вещества атомов (элементов), ионов. Например, в метане СН4 л(С):п(Н)= 1: 4, а в феррум(1П) оксиде РвгОз — n(Fe^"): п(0") = 2 : 3. Вернемся к химической реакции С + Og = = СО2, рассмотренной в начале параграфа. Если вести речь о большом количестве частиц, которые взаимодействуют и образуются, то каждые 6,02*10®^ атомов Карбона (1 моль) реагируют с 6,02 • 10^^ молекул О2 (1 моль) с образованием 6,02 ■ 10^® молекул СО2 (1 моль). Записав химическое уравнение С + О2 = СО2, 1 моль 1 моль 1 моль видим, что количества вещества соответствуют коэффициентам. Это справедливо для любой реакции. Приведем еще один пример: 2Н2 + О2 = 2Н2О. 2 моль 1 моль 2 моль ВЫВОДЫ Количество вещества в химии определяют числом его частиц. Единица измерения кол1шества вещества — моль. 1 моль содержит 6,02 • 10^ формульныг^ единиц вещества — атомов, молекул, совокупностей ионов. Число 6,02 ‘ 10^^ называют числом Авогадро. 10 ^ Что подразумевают в химии под количеством вещества? Назови-те единицу измерения количества вещества. 2 Определите количества вещества элементов в броме Вгз, хлоро-водороде HCI, фосфине РН3, кальцинированной соде NazCOg, взятых количеством вещества 1 моль. (Устно.) 3. Вместо точек вставьте пропущенные цифры: а) в 3 моль воды HjO содержится ... моль молекул. ... моль атомов Гидрогена,... моль атомов Оксигена; б) в 0,5 моль сульфатной кислоты H2SO4 содержится ... моль Гидрогена,... моль Сульфура,... моль Оксигена; в) в 2 моль ионного соединения Саз(Р04)2 содержится ... формульных единиц, или... моль ионов и... моль ионов РО4*; г) в 1,5 моль кварца ЗЮг (соединение атомного строения) содержится ... моль формульных единиц, т. е.... моль атомов Силиция и ... моль атомов Оксигена. 4. В каком количестве вещества содержится: а) 12,04 • 10^^ атомов Цинка; б) 3,01 ■ 10^^ молекул углекислого газа? 5. Выполните расчеты и заполните таблицу: ^(НзР04) П(НзР04), моль п(Н), моль Г)(Р), моль п(0), моль 12,04 ■ 10^^ 6. Может ли 1 моль вещества содержать более чем 6,02 • 10^^ атомов? Дайте объяснение и приведите примеры. 7. Какое количество вещества кальций хлорида CaClj содержит 3,01 -10^“ ионов Са^*? Сколько ионов С1' в такой порции соединения? (Устно.) 8. Выполните расчеты и заполните таблицу: N(AIj(S04)3) 0(412(304)3), моль п(А1^), моль п(30?-), моль N(AI^*) N(SOf) 6,02 • 10^^ В каком количестве вещества метана СН4 содержится столько атомов, сколько их: а) в 1 моль Р2О3: б) в 0,3 моль HNO3: в) в 2,5 моль СО? ■ В каком количестве вещества поваренной соли NaCI содержится Только ионов, сколько их: а) в 0,2 моль СаО; б) в 2 моль УзО; в) в 0,4 •^оль N328? • Назовите соотношение количеств вещества элементов в вещест-12 ^ ^^^ими формулами: СаО. MgFs, HNO3, Ре(ОН)з, А12(304)з. (Устно.) Рокомментируйте химические реакции, используя понятие «моль»: а) S + 2CI2 = SCI4; 6) N2 + ЗН2 = 2NH3. 11 2 Молярная масса Материал параграфа поможет вам: > выяснить суть физической величины «молярная масса»; > вычислять значения молярных масс простых и сложных веществ: > решать задачи с использованием молярных масс. Молярная масса. Важной величиной, которая связана с количеством вещества, является молярная масса. Ее используют во многих вычислениях — при подготовке к химическ(> му эксперименту, внедрении технологических процессов на заводах, для обработки результатов исследования химических реакций. Молярная масса — это масса 1 моль вещества. Молярную массу обозначают латинской буквой М, Ее размерность — г/моль. Молярная масса численно равна относительной атомной, молекулярной или формульной массе. Для того чтобы записать молярную массу какого-либо вещества, достаточно указать значение соответствующей относительной атомной, молекулярной или формульной массы добавить размерность — г/моль. Относительные атомные массы элементов представлены а периодической системе Д. И. Менделеева, 8 относительные молекулярные и формульный массы веществ вы научились вычислят1> ® 7 классе. Примеры записи молярных масс простых сложных веществ: 12 М(С) =12 г/моль; M(Ne) = 20 г/моль; ^/(Og) = 32 г/моль (расчет относительной молекулярной массы: МДОг) = 2А,(0) = 2 • 16 = 32); M(NaCl) = 58,5 г/моль (расчет относительной формульной массы: M,(NaCI) =Л(Ыа) +ЛДС1) * 23 + 35,5 = 58,5). ► Вычислите и запишите значения молярных масс аммиака NH3 и мела СаСОз. М п Поскольку понятие 4 моль» используют не только по отношению к веществам, но и по отношению к частицам (атомам, молекулам, ионам), то и для них существуют молярные массы. Учитывая, что масса 1 моль атомов Гидрогена составляет 1 г, а 1 моль ионов SO^” — 96 г, запишем молярные массы этих частиц: М(Н) = 1 г/моль; M(S04 ) = 96 г/моль. ► Вычислите и запишите значения молярных масс атомов Гелия, молекул хлора, ионов К* и СО| . Выведем формулу, которая описывает взаимосвязь между массой, количеством вещества и молярной массой. Если, например, 1 моль атомов Гидрогена имеет массу 1 г, то н моль этих атомов — массу, которая в п раз больше, т. е. п г. Запишем соответствующее математическое выражение: т(Н) = п • М(Н) = п моль • 1 г/моль = п г. Общая формула для вычисления массы атомов, ионов, веществ по количеству вещества; т — п'М. Отсюда т т п М —----. М п Итак, молярная масса — это отношение массы к количеству вещества. 13 Решение задач. Рассмотрим два способа решения задач, которые предполагают использование молярной массы. Один из них предусматривает составление пропорции, а другой — вычисления по приведенным выше формулам. ЗАДАЧА 1, Рассчитать количество вещества метана СН4, если масса соединения составляет 6,4 г. Дано: т(СН4> = 6,4 г л(СН4)-? Решение 1 -й способ 1. Вычисляем молярную массу соединения; М(СН4) = М(С) + 4М(Н) =12 г/моль + + 4*1 г/моль = 16 г/моль. 2. Находим количество вещества метана, составив пропорцию: 1 моль СН4 имеет массу 16 г, X моль СН4 — 6,4 г; 1 _ 16 X 6,4 ’ /^1Т ч 1 моль-6,4 г X = п(СН4> =----Jg-p----= 0,4 моль. 2'й способ Воспользуемся одной из формул, приведенных в параграфе: т(СН4) 6,4 г И(СН4) 16 г/моль Ответ: п(СН4) = 0,4 моль. = 0,4 моль. ЗАДАЧА 2. Какая масса железа отвечает количеству вещества 1,5 моль? Дано: n(Fe) = 1,5 моль m(Fe) — ? Решение 1 -й способ Железо — простое вещество, состоящее из атомов элемента Феррума. M(Fe) = 56 г/моль. Рассчитываем массу железа с помощью пропорции: 1 моль Fe имеет масу 56 г, 1,5 моль Fe — хт; .„V 1,5 моль *56 г Q. X = m(Fe) = —-—ц---------= 84 г. ' ' 1 моль 14 2-й способ Воспользуемся формулой, приведенной в параграфе; m(Fe) = n(Fe)-Af(Fe) = = 1,5 моль • 56 г/моль = 84 г. Ответ: m(Fe) = 84 г. задача 3. Вычислить массу 10^^ атомов Натрия. Дано: i^(Na) = 10^** атомов m(Na) — ? Решение 1-й способ Поскольку M(Na) = 23 г/моль, то 1 моль атомов Натрия имеет массу 23 г. Учитывая, что 1 моль элемента — это 6,02 • 10^^ атомов, составляем пропорцию и решаем ее: 6,02 • 10^ атомов Na имеют массу 23 г, 10^** атомов Na — хг; 10""-23 г 230 г л: = т(Ыа) = = 38,2 г. 6,02-10"® 6,02 2'й способ 1, Рассчитываем количество вещества Натрия: AT(Na) 10"" n(Na) = N. 6,02 • 10"® моль * 10 моль 6,02 = 1,66 моль. 2. Вычисляем массу атомов Натрия: m(Na) = n(Na) • Af(Na) = = 1,66 моль - 23 г/моль = 38,2 г. Ответ: m(Na) = 38,2 г. ВЫВОДЫ Молярная масса — это масса 1 моль вещества. Она численно равна относительной атомной, молекулярной или формульной массе. Молярная масса является отношением массы к количеству вещества. 15 13. Найдите соответствие: 1) МДСО2): а) 44 г; 2) т(С02): б) 44 г/моль; 3) М(С02): в) 44. 14. Вычислите молярные массы веществ, которые имеют такие формулы: р2, Н2О, SO2, LijO, MggNa, H2SO4, СаСОз. (Устно.) 15. Каковы молярные массы атомов и ионов, которые имеют такие формулы: Си, Аг, Вг, Mg^*, S^", ОН", NO3"? (Устно.) 16. Масса соединения, взятого количеством вещества 0,2 моль, составляет 12,8 г. Определите молярную массу соединения. (Устно.) 17. Вычислите массу 0,25 моль магний фосфида Mg3p2- 18. Масса какого оксида больше: углекислого газа СО2, взятого количеством вещества 2 моль, или сернистого газа SO2, взятого количеством вещества 1,5 моль? (Устно.) 19. Вычислите массу одной молекулы воды в граммах, используя молярную массу воды и постоянную Авогадро. 20. Какое количество вещества содержится в 24 г магния, 80 г брома, 200 г мела? (Устно.) 21. Где количество вещества наибольшее, а где — наименьшее: в 10 г кальция, 16 г кислорода или 8 г натрий гидрида NaH? (Устно.) 22. Сколько молекул и атомов в 3,4 г аммиака NH3? 23. Где содержится больше молекул, атомов: а) в 1 г углекислого газа СО2 или в 1 г сернистого газа SO2: б) в 1 моль воды или в 1 моль сульфатной кислоты H2SO4? 24. В 1 л минеральной воды «Боржоми» содержится 80 мг ионов Са^*. 55 мг ионов Mg^*, 60 мг ионов ЗОд". Количество каких ионов среди указанных наименьшее в этой воде, а каких — наибольшее? 3 Молярный объем. Закон Авогадро Материал параграфа поможет вам: > выяснить суть физической величины «молярнЫ*'’ объем»: > понять, почему в равных объемах различны^ газов содержится одинаковое число молекул; 16 > решать задачи с использованием молярного объема газа. Молярный объем. Порцию вещества можно охарактеризовать не только ее массой, но и объемом. Поэтому не случайно, что, кроме молярной массы, существует другая физическая величина — молярный объем. Молярным объемом называют объем 1 моль вещества. M = P'V„ у -М -----iS— Обозначение молярного объема — Vm, а единицы измерения — см?Iмоль^ л/моль. Из курса физики 7 класса вам известна формула, в которую входят масса вещества (т), его плотность (р) и объем {V): m = р • F. Аналогичная связь существует между молярной массой и молярным объемом; Из этой формулы получаем другую: V р • По ней можно вычислять молярный объем любого вещества. Для этого нужно рассчитать молярную массу вещества и найти в справочнике его плотность. Для каждого твердого и жидкого вещества существует свой молярный объем (например, для алюминия, поваренной соли, воды и спирта — 10, 27, 18 и 58 см^/моль соответственно). Молярный объем, как и плотность таких веществ, почти не зависит от температуры и давления. Газы при нагревании или понижении давления заметно расширяются, а при охлаждении или повышении давления сжимаются. Это происходит потому, что расстояния между молекулами в газах очень большие (в отличие от твердых и жидких веществ, где частицы соприкасаются друг с другом). 17 При изменении условий изменяются также плотность газа и его молярный объем. Поэтому, приводя значения этих физических величин, обязательно указывают соответствующие температуру и давление. Нормальные условия (н. у.) 0®С; 101,3 кПа Для газов при и. у, Км = 22,4 л/моль Ученые установили, что молярный объем различных газов при одинаковых условиях один и тот же. В частности, при температуре 0 ®С и давлении 101,3 кПа (или 760 мм рт. ст.) он составляет 22,4 л/моль. Приведенные условия называют нормальными (сокращенно — н. у.). 1 моль любого газа при нормальных услови51х занимает объем 22,4 л. Описывая физические свойства вещества, указывают его агрегатное состояние при обычных условиях. В этом случае речь идет об условиях, которые чаще всего существуют в помещении, где изучают или используют вещество. Это — температура приблизительно +20 ®С и давление приблизительно 760 мм рт. ст. Связь между объемом (F)» количеством вещества (л) и молярным объемом (V^) описывает такая формула (попробуйте вывести ее самостоятельно): п = Vm = V п м- Из нее можно получить две другие: К . TZ V п = тУ' > п Итак, молярный объем — это отношение объема к количеству вещества. Закон Лвогадро. Вы уже знаете, что 1 моль водорода, кислорода или углекислого газа занимает при нормальных условиях объем 22,4 л и содержит 6,02 • 10^® молекул. Гипоте* зу об одинаковом количестве молекул в равных объемах различных газов, которая базировалась на результатах исследований реакций между газами, высказал еще в начала 18 XIX ст. А. Авогадро. Получив впоследствии экспериментальное подтверждение и теоретическое обоснование, эта гипотеза стала законом. Закон Авогадро формулируют так: В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул*. Приводим важное следствие закона Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержатся одинаковые количества вещества. Рис. 3. Одинаковые количества молекул и количества вещества в равных объемах газов Изложенный материал обобщает рисунок 3. Решение задач. Рассмотрим несколько задач, при решении которых используют молярный объем газа. ^^ДАЧА 1. Вычислить объем 0,4 г водорода при нормальных условиях. Решение 1-й способ 1. Находим количество вещества водорода: '^(Н2> = 0,4г н.у. пн,) ? „т \ - "»(Нг) _ 0,4 г ~ ~щщ~ 2. Вычисляем объем водорода составлением пропорции: инертных газов — одинаковое число атомов. 19 1 моль Нг занимает при н. у. объем 22,4 л, 0,2 моль Н2 — хл; X = V^(H2) = 0,2 моль • 22,4 л/моль = 4,48 л. 2-и способ 1. Находим количество вещества водорода: m(H2> 0,4 г _ - - ^ —о—;-------=0,2 моль. 2 г/моль Л(Н2) = М(Н2) 2. Вычисляем объем водорода по соответствующей формуле: F{H2) = п(Н2> “ Vfji = 0,2 моль • 22,4 л/моль = 4,48 л. Ответ: ЦН2) = 4.48 л. ЗАДАЧА 2. Вычислить количество молекул в 1 л кислорода при нормальных условиях. Дано: V{0,,) = 1 л н. у. то^) - ? Решение 1- й способ Вычисляем количество молекул кислорода в 1 л газа при нормальных условиях: в 22,4 л кислорода содержится 6,02 • 10^ молекул, в 1 л кислорода — х молекул; JC = ЛГ(Ог) = -0,27• 10^® = = 2,7 • 10^^ (молекул). 2- й способ Вычисляем количество молекул кислорода в 1 л газа при нормальных условиях. Для этого из N V формулы п = А V. м получаем: N^-V м Осуществляем расчет: 0’27.10- = = 2,7 • 10“ (молекул). Ответ: М(Ог) = 2,7 • 10“ молекул. Эту задачу можно решить еще одним способом. По соответств^тощим формулам сначаЛв вычисляют количество вещества кислорода» ® затем — количество молекул. 20 J аПАЧА 3. Рассчитать плотность угарного газа СО при нормальных условиях. Решение 1 -й способ 1. Находим молярную массу угарного газа; М(СО) = 28 г/моль. 2. Вычисляем плотность газа при нормальных условиях: 1 моль угарного газа, т. е. 28 г СО занимает при н. у. объем 22,4 л, хгСО — 1л; 28 г -1 л X = т(СО) = = 1,25 г; р(СО) = 1,25 г/л. 22,4 л 2-й способ 1. Находим молярную массу угарного газа: М(СО) = 28 г/моль. 2. Рассчитываем плотность угарного газа при нормальных условиях, преобразовав формулу М = р>Ум(еЛ7)в другую: М Р = У м М(СО) 28 г/моль - / “ к 22.4 ^оль ° "/л- Ответ: р{СО) = 1,25 г/л. ВЫВОДЫ Молярный объем — объем 1 моль вещества. Эта физическая величина является отношением объема к количеству вещества. Молярные объемы твердых и жидких веществ разные, а газов (при одних и тех же температуре и давлении) — одинаковы. При нормальных условиях (температуре О и давлении 101,3 кПа, или 760 мм рт. ст.) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул (закон Авогадро). 21 25. Что такое молярный объем вещества? Как можно его вычислить? 26. Плотность азота при нормальных условиях составляет 1.25 г/л. Вычислите молярный объем газа при этих условиях. 27. Плотность газа при нормальных условиях составляет 1.43 г/л. Какова молярная масса газа? 28. Найдите объемы^ газов: а) водорода, взятого количеством вещества 10 моль; б) сероводорода HjS массой 3.4 г; в) угарного газа СО массой 0,28 г. (Устно.) 29. Человек в сутки вместе с воздухом выдыхает 500 л углекислого газа. Определите массу этого объема газа. 30. Вычислите молярную массу некоторого газа, если 60 г его занимают объем 44,8 л. (Устно.) 31. Где содержится больше всего молекул — в 1 л воды, 1 л кислорода или 1 л водорода? Ответ объясните. 32. Имеются одинаковые массы газов — водорода и метана СН4. Каково соотношение их объемов? для ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ Соотношение объемов газов в химических реакциях Согласно закону Авогадро, равные объемы газов содержат одинаковое число молекул (при одинаковых условиях). Если каждая молекула одного газа реагирует с одной молекулой другого, например. во время реакции + CI2 = 2HCI, (1) то должны взаимодействовать одинаковые объемы веществ, скажем, 1 л Нз и 1 л Clj. В реакции 2Нз + О2 = 2НзО (2) на один объем кислорода должны приходиться два объема реагирующего с ним водорода. Только при таком условии число молекул водорода будет вдвое превышать число молекул кислорода, как того «требует» химическое уравнение. Обобщением этих выводов является закон объемных соотношений газов, который открыл французский ученый Ж. Гей-Люссак в 1808 г.: * В этой и последующих задачах к параграфу объемы газов состав ствуют нормальным условиям. 22 ^ъемы газов, которые вступают в реакцию и образуются в р0зультате реакции, соотносятся как небольшие целые числа. Со временем ученые установили, что эти числа являются соответствующими коэффициентами в химических уравнениях. Итак, для газов в реакциях (1) и (2) ЦНг): ЦС12): ЦНС1) = 1:1:2; ЦНг): ЦОз) = 2:1. Использование закона Гей-Люссака дает возможность химику или инженеру-технологу определить, какие объемы газов нужно взять для осуществления реакции. Отобрать определенный объем газа значительно легче, чем взвесить его необходимую массу. 4 Относительная плотность газа Материал параграфа поможет вам: > выяснить, что такое относительная плотность газа; > вычислять относительную плотность одного газа по другому газу; > решать задачи с использованием относительной плотности газов. Относительная плотность газа. 6 равных объемах различных газов содержится одно и то же число молекулЧ Поскольку молекулы различных веществ обычно имеют разную массу, то массы одинаковых объемов газов, как правило, разные. Например, масса 1 см^ кислорода составляет 0,00143 г, а масса такого же объема водорода — 0,0000893 г. Значит, кислород тяжелее водорода (рис. 4). А во сколько раз? Разделим массу 1 см® кислорода на массу 1 см® водорода: * п ——-------------- одних и тех же условиях. 23 Рис. 4. Сравнение масс одинаковых объемов газов т(02)_ 0,00143 г т(Н2) 0,0000893 г Число 16 называют относительной плопь ностью кислорода по водороду. Ее обозначают буквой D и записывают так: i>H,(0,)=16. Относительная плотность газа по другому газу — это отношение массы определенного объема газа к массе такого же объема другого газа (при одинаковых температуре и да*«лении). Масса 1 см^ вешества численно равна его плотности. Плотности кислорода и водорода (при нормальных условиях) таковы: р(Ог) = 0,00143 г/cм^ р(Нг) = 0,0000893 т/см\ Узнать, во сколько раз кислород тяжелее водорода, можно, разделив плотность кислорода на плотность водорода: р(Ог) 0,00143 г/см^ = 16. р(Н2> 0,0000893 г/см® Эта формула объясняет, почему физическую величину, о которой идет речь в парагрЭ' фе, называют относительной плотностью. Относительная плотность, как и относительная атомная (молекулярная, формульная) масса, не имеет размерности. Если взять по 22,4 л кислорода и водороД® при нормальных условиях, то массы вещес^® (в граммах) будут численно равны их молир' ным массам или относительным молекулИР 24 I интересно Самый легкий среди га^в -рОДОрОД ^2» а самый ^ тяэкелый — радон Rn- ^>н.(02) ным массам. Отсюда — такие варианты вычисления относительной плотности кислорода по водороду: _ М(02> _ МХО,)_ 32 М(Н2> МДН2) 2 Преобразуем все приведенные выше формулы на общие. Более тяжелый газ обозначим буквой Б, более легкий — буквой А, а относительную плотность первого газа по второму — р(Б)_ Мг(Б)_М(Б) т(А) р(Л) М,(А) М[А) * Запомните: соотношение масс газов можно использовать для вычисления относительной плотности лишь при условии, что V(B) = V(A). ► Вычислите относительную плотность углекислого газа по гелию. Газы часто сравнивают с воздухом. Хотя воздух является смесью газов, его можно условно считать газом с относительной молекулярной массой 29. Это число называют сред-ней относительной молекулярной массой воздуха, Оно находится в промежутке между числами 32 и 28 — относительными молекулярными массами кислорода О2 и азота N2, главных компонентов воздуха. (Эти два газа занимают почти 99 % его объема.) ► Докажите, что газы водород, гелий и метан легче воздуха. Установить, легче или тяжелее воздуха определенный газ, очень просто. Достаточно заполнить им резиновый шарик и отпустить его (рис. 5, 6). Формулы для расчета относительной плотности газа В по воздуху имеют такой вид: МДБ) М(Б) 29 29 25 Рис. 5. Движение в воздухе шаров, заполненных различными газами Рис. 6. Метеорологические зонды, заполненные гелием Решение задач. Покажем, как решают задачи с использованием изложенного в параграфе материала. ЗАДАЧА 1. Рассчитать относительную плотность углекислого газа по водороду и по воздуху. Дано: СОг Dщ{COг) - ? Решение Находим относительную плотность углекислого газа по водороду и по воздуху. п ./-г. . _ Л/(СОг) _ 44 г/моль _ „„ - М(Щ- - 2 г/моль - 22, р гррч- Л^(С02> _ 44 г/моль м(возд.) 29 г/моль Ответ: Он^(СОг) = 22; 0^,{С0г) = 1,52. В соответствии с полученным результатом углекислый газ в 1,52 раза тяжелее воздуха. Очевидно, что воздух во столько же раз легче углекислого газа. Если для неизвестного газа В определена его относительная плотность по газу Л, то можно вычислить молярную или относительну*® молекулярную массы газа В по формулам» которые являются производными от привО' денных выше: М(В)-1)д(В)-М(Л); МДВ) = Па(Б)-М,(А). 26 задача 2. Относительная плотность газа X (соединение Сульфура) по водороду равна 17. Вычислить молярную массу газа X и найти формулу соединения. Решение 1. Вычисляем молярную массу газа X по одной из формул, приведенных в параграфе; М(Х) = D^(X) • М(Н2) - 17 • 2 г/моль = 34 г/моль. 2. Находим формулу соединения. Поскольку M(S) = 32 г/моль, то в молекуле соединения X содержится один атом Сульфура. (Если бы атомов этого элемента было два или больше, то молярная масса соединения превышала бы 2*32 г/моль = 64 г/моль.) На второй элемент в молярной массе соединения приходится 34 - 32 = 2 (г/моль). Очевидно, что этим элементом является Гидроген; его атомов в молекуле соединения — два. Формула соединения — HgS. Ответ: М(Х) = 34 г/моль; формула соединения — HaS. ВЫВОДЫ Относительная плотность газа по другому газу — это отношение массы определенного объема газа к массе такого же объема другого газа (при одинаковых температуре и давлении). Значение относительной плотности газа показывает, во сколько раз он тяжелее другого газа. В качестве газа сравнения часто служит воздух, Он ведет себя как газ с относительной молекулярной массой 29. По относительной плотности газа можно вычислить его молярную массу. величины «относительная плотность» и ^3^ ^поставьте физические ^ *^отность». 7©мпер ®‘*^осительной плотности газа не указывают давление и 27 35. Определите плотность воздуха при нормальных условиях. 36. Вычислите относительную плотность по водороду газов с такими формулами: Не, Ne, СН4, NH3, N3, СО, SiH^, SO2. (Устно.) 37. Назовите два газа, которые тяжелее воздуха. 38. Масса 2 л газа X составляет 3,75 г, а масса такого же объема газа У — 2,32 г. Определите плотность газа X, а также его относительную плотность по газу У. 39. Относительная плотность газа А по воздуху составляет 1,59. Определите относительную молекулярную массу этого газа. 40. Некоторый газ легче воздуха в 1,7 раза. Тяжелее он или легче газа метана СН4 и во сколько раз? 41. Газообразное простое вещество имеет относительную плотность по водороду 24. Найдите формулу вещества. (Устно.) 42. Один литр некоторого газа имеет при нормальных условиях массу 1,96 г. Какова относительная плотность этого газа по азоту? для ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ о средней относительной молекулярной массе воздуха Почему средняя относительная молекулярная масса воздуха равна 29, а не 30 — среднему арифметическому относительных молекулярных масс кислорода (32) и азота (28)? Потому что в воздухе содержится неодинаковое количество этих газов; кислорода — 21 % по объему, азота — 78 %. Вычислим среднюю молярную массу воздуха (она численно равна средней относительной молекулярной массе). Предположим, что воздух состоит только из кислорода и азота. Тогда средняя молярная масса воздуха будет равна массе 1 моль смеси газов 0^ и N3. Количества вещества газов пропорциональны их объемам или объемным долям (ф): л{0з): л(Ыз) = ф(0з): ф(Мз). Взяв приближенные значения объемных долей газов О3 и N3 в воздухе (0,2 и 0,8 соответственно), вычислим количество вещества каждого газа в 1 моль смеси: Л(0з) + л(Ыз) = 1 моль; л(0з) = 0.2 - 1 моль = 0,2 моль; n(N3) = 0,8 • 1 моль = 0,8 моль. Найдем массу 1 моль воздуха, т. е. 1 моль смеси газов О3 и N3; т(возд.) = л{0з) • М(0з) + n(N3) • М{Щ] = 0,2 - 32 + 0,8 ■ 28 « 29 (г). Таким образом, М(возд.) = 29 г/моль; М,(возд.) = 29. , 28 2 раздел Важнейшие классы неорганических соединений Из курса химии 7 класса вам известно, что все вещества делят на органические (соединения Карбона) и неорганические (соединения других элементов, а также простые вещества). Область химической науки, которая изучает неорганические вещества, называют неорганической химией. Известны сотни тысяч неорганических веществ. Чтобы разобраться в их многообразии, ученые распределили эти вещества по группам, которые назвали классами, В этом разделе речь пойдет о таких важнейших классах неорганических соединений: • оксиды (LigO, SO3,...); • основания М(ОН)„ (КОН, Ва(ОН)2, ...); • кислоты Н„А, Н„,£0„ (НС1, H2SO4, ...); • соли MJ^EO„)p (NaCl, СаСОд,...). Напомним: буква Е — общий символ химического элемента. Буквой М в общих формулах соединений обозначен металлический элемент, а буквой А — неметаллический элемент (он может находиться в VI или VII группе периодической системы Д. И. Менделеева). Вещества, принадлежащие к одному классу, похожи по составу, а основания, кислоты и соли — еще и по свойствам и строению. 29 5 Оксиды Рис. 7. Радуга над водопадом Материал параграфа поможет вам: > выяснить состав и строение оксидов; > составлять формулы и названия оксидов. На нашей планете есть вещество, благодаря которому существует жизнь. Ему посвящено множество песен, стихов, сказок, с ним связано немало народных обычаев. Вы, навср. ное, уже догадались, что это — вода. Она утоляет жажду, снимает усталость, дарит радость и энергию. Можно долго смотреть, как течет ручей, плещутся о берег волны, любоваться радугой^ (рис. 7). С точки зрения химии вода — сложное вещество, имеющее химическую формулу Н2О и принадлежащее к оксидам. Оксид — соединение, образованное двумя химическими элементами, одним из которых является Оксиген. Оксиды образуют почти все элементы (рис. 8). Общая формула оксидов — Рис. 8. Некоторые оксиды ^ Радуга возникает благодаря эффекту преломления солнечны^ лучей в каплях воды. ^интересно %имйкам пока jje удалось получить оксиды Й другие соединения Гелия, Неона, дргона. Оксиды EJ). Это интересно Больше всего оксидов образует Нитроген: NgO. NO, N А. NO2, NA. N А. 't • 'Ь. 30 Большинство оксидов металлических элементов являются ионными соединениями. Так, оксиды с формулами NagO, СаО, Al^Og содержат ионы Na^, или А!®*^ соответственно, а также ионы 0^~. Положительно заряженные ионы называют катионами^ отрицательно заряженные — анионами. Оксиды, образованные неметаллическими элементами, имеют преимущественно молекулярное строение (например, вода Н2О, углекислый газ СО2), иногда — атомное (кварц ЗЮг). Формулы оксидов. Количественный состав оксидов разнообразен. Он определяется валентностью элементов. Для элемента с постоянной валентностью существует один оксид. Одновалентный Литий образует оксид с формулой 1^20, двухвалентный Кальций — оксид СаО, а трехвалентный Бор — оксид Б2О3. Если элемент имеет переменную валентность, то для него существует несколько оксидов. Например, для Купрума известны оксиды СпзО и СиО, а для Хрома — СЮ, СГ2О3 и СЮ3. Обозначив химический элемент символом Е, приведем общие формулы для всех существующих оксидов: £2^* £0, £203, £02, £205, £0з, £307, £04- ► Какое значение валентности имеет элемент £ в каждом соединении? В 7 классе вы научились составлять формулы соединений, образованных двумя элементами, по значениям валентности элементов. Напомним, как это сделать. Выведем формулу молекулярного соединения — оксида Сульфура, в котором Сульфур проявляет валентность 4. Сначала запишем символы элементов и укажем над ними значения их tv н валентности: SO. Затем находим наименьшее число, которое делится без остатка на значения валентности 4 и 2. Это число — 4. Делим его на 4 31 и 2 и получаем соответствующие индексы в фор, муле соединения: rv II S4/4Q4/2 so 2. Чтобы составит-ь формулу ионного оксида^ необходимо знать заряд иона металлического элемента (его значение совпадает со 3Ha4eHnef^ валентности элемента^ Заряд иона Оксиген^ равен -2. Следует помнить, что любое соедине-ние электронейтрально. Если оно состоит иэ ионов, то сумма их зарядов равна нулю. Выведем формулу ионного соединения ^ литий оксида. Литий — одновалентный металлический элемент; он образует ион U*. Запишем ионы Лития и Оксигена: U* (У~. Находим наименьшее число, которое делится без остатка на значения зарядов ионов 1 и 2. Это — число Z Разделив его на 1 и 2, получаем индексы в фор муле соединения: ^2/1^2/2 ^ U2O. Это интересно Высшие оксиды элементов I группы Купрума и Аурума — СиО и A112O3. Вам известно правило: наибольшее значение валентности элемента совпадает с номером группы периодической системы, где ов находится. Оксид, в котором элемент проявляет такую валентность, называют высшим. ► Напишите химические формулы высших оксидов Силиция, Фосфора и Сульфура. Для веществ молекулярного строения, в том числе и оксидов, кроме химических формул* используют графические формулы. В 7 класса вы составляли такие формулы для некоторый веществ. Напомним, что в графической форм)* ле атомы соединяют с помощью черточек: .0. С1 С1 It о Количество черточек возле каждого атоМ^* равно значению его валентности в соединени*^ Необходимо учитывать, что одинаковые а'го*'* в молекулах оксидов не соединяются. 32 ► Составьте графические формулы молекул воды и углекислого газа. Это интересно Для воды HgO химическое название — *т*Дроген оксид — не используют. ^Хи **Н4,8 •01. Названия оксидов. Химическое название оксида состоит из двух слов: первое — название элемента, а второе — ♦оксид*: 1Л2О — литий оксид, СаО — кальций оксид, ^2^3 — оксид. Если элемент образует несколько оксидов, то в названии каждого соединения после названия элемента указывают (без отступа) римской цифрой в скобках значение его валентности; FeO — феррум(П) оксид, РегОд — феррум(1П) оксид, SO2 — сульфур(1У) оксид, SOy — сульфур(У1) оксид. В названии соединения склоняется лишь второе слово: бор оксида, сульфур(У1) оксидом. ► Назовите оксиды с формулами ZnO, СОд, МпдОз, Р2О5. Примите во внимание, что Цинк имеет постоянную валентность, а ЕСарбон, Манган и Фосфор — переменную. Для некоторых оксидов, кроме химических названий, существуют еще и традиционные (тривиальные). Такие названия для соединений СаО, СОд и SO2 — негашеная известь, углекислый газ, сернистый газ. Распространенность в природе. Оксиды содержатся в каждой из трех оболочек нашей планеты — в атмосфере, гидросфере, литосфере. Самым распространенным оксидом в атмосфере и гидросферю является вода, а в литосфере — силиций(ГУ) оксид SiOg (минерал кварц, основной компонент песка). В воздухе содержится небольшое количество углекислого газа. Больше всего оксидов встречается в литосфере. Они входят в состав горных пород, почвы, минералов (рис. 9). 33 Рис. 9. Кристаллы минералов ВЫВОДЫ Оксид — соединение, образованное двумя элементами, одним из которых является Оксн-ген. Общая формула оксидов — Большинство оксидов металлических элемев- ТОВ состоят из ионов, а большинство ОКСИД01 неметаллических элементов — из молекул. Оксиды имеют химические названия, а некоторые — еще и тривиальные. Первым словом в химическом названии оксида является название соответствующего элемента, а вторым — «оксид*. В природе встречается много оксидов. Наиболее распространены вода и силиций(1У) оксид. ,3+ 43. Какие соединения называют оксидами? 44. Составьте формулы оксидов, которые содержат ионы К*, La” 45. Составьте формулы оксидов Арсена (элемент проявляет валеи^' ность 3 и 5) и Селена (проявляет валентность 4 и 6). 46. Запишите формулы соединений, которые имеют такие названи**- а) нитроген(1У) оксид; в) бериллий оксид; б) титан(111) оксид: г) ванадий(\/) оксид. 47. Составьте графические формулы молекул оксидов SOj и ВгОз* 48. Состав любого оксида может отвечать одной из общих фоР EOfj, или ЕгОп- Какие значения могут принимать m и л в этих мулах? фоГ 34 49. Дайте химические названия оксидам элементов с переменной валентностью: РЬО^, РвзОу, М0О3, OSO4. 50. Вычислите массовые доли элементов в сульфур(1У) оксиде и суль-фур(\^1) оксиде. 51. Ученики класса за 45 минут урока выдыхают вместе с воздухом 1Д кг углекислого газа. Какой объем занимает этот газ при нормальных условиях? 52. Какие количества вещества ионов содержатся в 1 моль таких оксидов: LijO, СаО, AI5O3? (Устно.) 53. найдите массу: а) титан(1У) оксида количеством вещества 2 моль; 6) нитроген(П) оксида, в котором содержится 10^^ молекул. (Устно.) 54. Какая масса алюминий оксида содержит столько ионов сколько молекул содержится в 11 г кар6он(1У) оксида? Основания Материал параграфа поможет вам; > выяснить, что такое основание; > составлять формулы и названия оснований; > определять оксиды, которые соответствуют определенным основаниям. Известь — соединение, известное человеку давно. Смесь извести с водой нередко используют и в настоящее время в строительстве. Такой смесью белят стволы и ветки деревьев, защищая их от вредителей, а зимой — от солнечных ожогов. Известь (точнее — гашеная известь) Са(ОН)2 принадлежит к классу оснований. Каждое основание образовано тремя элементами. Из них два элемента «обязательные* — Оксиген и Гидроген, а третьим является металлический элемент. с соединение, которое состоит из 1сатионов '*сс1сого элемента и гидроксид-анионов ОН', 35 Основания Af(OH)„ Название иона ОН' происходит от названий элементов Гидрогена и Оксигена. Объяснить, почему его заряд равен -1, можно так. Представим себе, что ион ОН" образуется в резуль-тате соединения ионов Н' и О^ , и сложим заряды этих частиц: +1 - 2 = -1. Формулы оснований. Выведем общую химическую формулу соединений этого класса. Вы знаете, что любое вещество электронейтрально. Поэтому в основании на каждый ион металлического элемента с зарядом +л должно приходиться п ионов ОН“, Следовательно, общая формула оснований — Л/(ОН)„. Примеры химических формул оснований: NaOH, Mg(OH)2, Bi(OH)g. ► Запишите формулы оснований, которые являются соединениями Лития и Бария. Примите во внимание, что величина заряда иона металлического элемента совпадает со значением его валентности. Это интересно Оснований AgOH и Hg(OH)2 не существует. Основания — ионные соединения. Поэтому для них не составляют графические формулы. Названия оснований. Химические названия оснований состоят из двух слов. Первым словом является название элемента, а вторым — «гидроксид». Например, соединеннее формулой NaOH называют «натрий гидроксид* , а основание Mg(OH)2 — «магний гидроксид*. Склоняется лишь второе слово названия-натрий гидроксида, магний гидроксидом. Если элемент имеет переменную валентность, то в названии основания указывают ее значение после названия элемента (римской цифрой ® скобках): Fe(OH)2 — феррум(П) гидроксид. ► Дайте названия основаниям, которые имек»^ формулы КОН, Сг(ОН)2. Среди соединений с общей формулой есть и такие, которые не принадлежат к осно^ 36 ниям, так как отличаются от них по химическим свойствам. Их называют амфотерными гидроксидами (§ 13). Основание о оснбвяый оксид. Каждому основанию соответствует определенный оксид: NaOH NazO; Мп(ОН>2 МпО. Заряд иона металлического элемента в основании и оксиде один и тот же. ► Напишите формулу оксида, который соответствует основанию Bi{OH)a. Оксиды, которые отвечают основаниям, называют осшвными. В отличие от оксидов, оснований в природе нет. ВЫВОДЫ Основания — соединения, которые содержат катионы металлических элементов М'^'^ и гидроксид-анионы ОН", Общая формула оснований — ЛГ (ОН)„. Химическое название основания состоит из названия металлического элемента и слова «гидроксид». Каждому основанию соответствует оксид; его называют основным оксидом. Заряд иона металлического элемента в этих соединениях один и тот же. соединения называют основаниями? Запишите общую ^Рмулу оснований, образованных двухвалентными металличе-gg ^*<ими элементами. 5^'^^®вьте формулы цезий гидроксида, титан{111) гидроксида. ' впишите формулы оксидов, которые соответствуют основаниям ’^вними формулами: КОН, V(0H)2. Ьа(ОН)з. 37 58. Какое количество вещества каждого иона содержится в 1 моль соединений: NaOH, Fe(OH)2, В1(0Н)з? (Устно.) 59. В каком основании больше ионов: барий гидроксиде количеством вещества 3 моль или калий гидроксиде количеством вещества 4 моль? Ответ обоснуйте. 60. Вычислите массу 0,2 моль литий гидроксида. (Устно.) 7 Кислоты Материал параграфа поможет вам: > выяснить, что такое кислоты; > составлять формулы и названия кислот; > классифицировать кислоты по определенным признакам; > определять оксиды, которые соответствуют кислотам. Прочитав название параграфа, кое-кто вспомнит вкус лимона или апельсина. В самом деле, такой вкус обусловливают соединения, общее название которых — кислоты (рис. 10). Кислота — соединение, молекула которого содержит один или несколько атомов Гидрогена, способных при химических реакциях замещаться на атомы металли* ческого элемента. Рис. 10. Кислоты: а — ортоборатная (борная); 6 — сульфатная (серная) 38 Кислоты П„Е Н.£0„ Состав кислот. Все кислоты имеют молекулярное строение. Для них существуют две общие формулы — и Кислот, кото- рые отвечают первой формуле, немного. Их образуют неметаллические элементы VI и VII групп периодической системы. Примеры химических формул кислот: НС1, HgS, HNO3, H2SO4, Н3РО4. При замещении атомов Гидрогена в молекулах кислот, например, на атомы Натрия, образуются соединения* с такими формулами: NaCl, Na2S, NaNOg, N82864, Na3P04. Часть молекулы кислоты, соединенную с атомом (атомами) Гидрогена, называют кислотным остатком. Для кислоты с формулой НС1 кислотным остатком является атом Хлора, для кислоты H2SO4 — группа атомов SO4. Количество атомов Гидрогена в молекуле кислоты определяет валентность кислотного остатка. Например, кислотный остаток С1 одновалентный (молекула НС1 содержит один атом Гидрогена), а остаток SO4 — двухвалентный (в молекуле H2SO4 два атома Гидрогена). Таким образом, понятие «валентность» применяют не только для атомов, но и для групп соединенных между собой атомов. ► Назовите кислотные остатки для кислот НВг, H2S, Н3РО4 и укажите валентность каждого из них. Элемент, который образует кислоту, называют кислотообразующим. Покажем, как можно определять значение его валентности в кислотах с общей формулой Н„£0„. В качестве примера возьмем соединение, имеющее формулу H2SO4. Запишем над символами Общее название этих соединений — соли. 39 Гидрогена и Оксигена значения валентности этих элементов: 1 п H2SO4. Количество единиц валентности для 4-х атомов Оксигена составляет 2 • 4 = 8, а для 2-х атомов Гидрогена — 1*2 = 2. Значение валентности атома Сульфура равно разнице между первым и вторым числом, т. е. 8 - 2 = 6: ! VIII H2SO4. ► Определите валентность Фосфора в кислоте, имеющей формулу НяР04. Поскольку кислоты — молекулярные соединения, то для них используют 1’рафические формулы. Составлять такие формулы для молекул кислот с общей формулой Н„Е очень просто. Покажем, как это сделать для молекулы кислоты, которая состоит из атомов трех элементов, а также для ее кислотного остатка. УПРАЖНЕНИЕ, Составить графические формулы молекулы кислоты H2SO4 и ее кислотного остатка. Решение Способ 1. Мы только что выяснили, что элемент Сульфур в кислоте H2SO4 шестивалентен. Записываем вокруг кислотообразующего атома 6 черточек: / \ Все эти черточки (единицы валентности) должны также «принадлежать* 4-м двухвалентным атомам Оксигена. Размещаем атомы Оксигена вокруг атома Сульфура. Двум атомам Оксигена «выделяем* по две черточки, а для двух других остается по одной: О II 0-S-0 И О Все единицы валентности атома Сульфура использованы» однако у левого и правого атомов Оксигена не хватает по одно** 40 черточке (Оксиген — двухвалентный элемент). Записываем эти черточки и получаем графическую формулу кислотного остатка SO4: О II -0-S-0- II о Из этой формулы видно, что остаток кислоты двухвалентен. Дописываем слева и справа по атому Гидрогена и получаем графическую формулу молекулы кислоты H2SO4: О H-0-S-0-H. II О Способ 2. Записываем химическую формулу соединения, выделив в ней группы атомов ОН (гидроксильные группы): H2SO4 => S02(0H)2, Гидроксильная группа одновалентна: -О-Н, Соединяем черточкой каждую группу ОН с атомом Сульфура: H-0-S-0-H Поскольку атом Сульфура шестивалентный, размещаем вокруг него еще четыре черточки и к каждой их паре записываем по атому Оксигена: О H-0-S-0-H II о ► Составьте графические формулы молекулы кислоты НзР04 и ее кислотного остатка. Классификация кислот. Кислоты отличаются друг от друга. Их делят на несколько групп, К каждой группе принадлежат кислоты, сходные по определенным признакам. Существуют безоксигеновые и оксигенсодер-жащие кислоты. Названия этих групп кислот указывают на отсутствие или наличие в молекулах соединений атомов Оксигена. 41 Примеры кислот каждой группы: НС1 H2S ННОз H2SO4 Н3РО4 Это интересно Цианидная кислота HCN — без- оксигеновая кислота, образованная тремя элементами. Она является сильным ядом. безоксигеновыс оксигенсодержащие Безоксигеновых кислот известно немного. Их общая формула — Н„Е. Это не чистые вещества, а водные растворы газообразных соединений некоторых неметаллических элементов с Гидрогеном: HF, НС1, НВг, HI, H2S. Оксигенсодержащих кислот намного больше. Они имеют общую формулу Н^£0„. Другой признак для классификации кислот — количество атомов Гидрогена в молекуле соединения. Соответствующую характеристику кислоты называют основностью. Существуют одно-, двух-, трехосновные кислоты, а также несколько кислот с более высокой основностью. Примеры кислот соответствующих групп: НС1 HNO3 HgS H2SO4 H3ASO3 HgPO^ одноосибвные двухоснбвные трехосновные По химической активности кислоты делят на сильные и слабые. Сильные кислоты, в отличие от слабых, активно взаимодействуют со многими веществами. Известны также несколько кислот средней силы. Примеры кислот различной активности (см. также форзац 2); НС1 HNO3 H2SO4 HF H2SO3 Н3РО4 H2S Н2СО3 НгБЮз сильные средней силы слабые Названия кислот. Кислоты имеют химические и тривиальные названия. Формулы и наз-вания важнейших кислот указаны в таблице 1-Химические названия кислот состоят из двух слов. Второе слово во всех названиях «кислота*. Корень первого слова происход**^ от названия элемента, который образу^’Г кислоту (хлоридная кислота — соединений Хлора). Первое слово названия безоксигене* 42 Таблица 1 Важнейшие кислоты формула Название химическое тривиальное HF Фторидная Фтороводородная, плавиковая НС1 Хлоридная Хлороводородная, соляная* H2S Сульфидная Сероводородная HNO3 Нитратная Азотная НгСОз Карбонатная Угольная НгВЮз Метасиликатная Кремниевая H2SO3 Сульфитная Сернистая H2SO4 Сульфатная Серная Н3РО4 Ортофосфатная Фосфорная * Ки1 вой кислоты имеет суффикс «ид» {H2S — суль-ф]1дная кислота). Для оксигенсодержащей кислоты это слово может иметь разные суффиксы. Если кислотообразующий элемент проявляет в соединении наивысшую валент- VI ность, то используют суффикс «ат* (H2SO4 — сульфатная кислота), а если низшую — «ит* П' (H2SO3 — сульфитная кислота). В химических названиях кислот HgSiOg и Н3РО4 есть еще и приставки «мета», «орто» (табл. 1). Тривиальные названия большинства кислот происходят от названий простых веществ или соединений элементов с Гидрогеном. Кислота <=> кислотный оксид. Для каждой оксигенсодержащей кислоты существует оксид. Его называют кислотным оксидом. Значение валентности кислотообразующего элемента в кислоте и в соответствующем оксиде — одно и то же: I VIII VIII I ш II m II H2SO4 — SO3 HgAsOg — As^3 NaCl названа соляной, потому что раньше ее получали из соли 43 ► Запишите формулу кислотного оксида, который соответствует кислоте Н3РО4. Рис. 11. Природные источники органических кислот Распространенность в природе. На нашей планете встречается немало кислот. Карбонатная кислота образуется в результате растворения в прщюдной воде углекислого газа СО2. Во время извержений вулканов в атмосферу поступают сероводород H2S и сернистый газ SO2. Первое соединение, растворяясь в воде, образует сульфидную кислоту, а второе, реагируя с водой, — сульфитную. Растительный и животный мир богат на кислоты, которые принадлежат к органическим соединениям. Лимонная, яблочная, щавелевая кислоты содержатся в некоторых фруктах, ягодах, овощах (рис. 11), муравьиная кислота — в муравьях (поэтому их укусы ощутимы), пчелином яде, крапиве. При скисании молока, вина, фруктовых и ягодных соков образуются соответственно молочная и уксусная кислоты. Молочная кислота содержится также в квашеной капусте, силосе для скота; она накапливается в мышцах во время их работы. В желудочном соке есть неорганическая кислота — хлоридная. ВЫВОДЫ Кислота — соединение, молекула которого содержит один или несколько атомов Гидроге* на, способных в результате реакций замещаться на атомы металлического элемента. Длл кислот существуют две общие формулы — и Н„£0„. Часть молекулы кислоты, соединенную с ато' мом (атомами) Гидрогена, называют кислотньг^ остатком. Все кислоты имеют молекулярное строение- 44 Существуют безоксигеновые и оксигенсодер-жащие кислоты. По количеству атомов Гидроге-на в молекуле различают однооснбвные, двухос< нбвные, трехосновные кислоты, а по химической активности — сильные и слабые. Каждой оксигенсодержащей кислоте соответствует оксид, который называют кислотным. В оксиде и кислоте значение валентности кислотообразующего элемента одно и то же. Кислоты имеют химические и тривиальные названия. Кислоты распространены в природе. 61. Дайте определение кислоты. Что такое кислотный остаток? 62. Для кислот HjTe, HNO2 и H3ASO4 запишите формулы кислотных остатков и укажите их валентность. 63. По каким признакам классифицируют кислоты? Впишите формулы кислот НСЮ3, НВг, НгТеОз, HF, HNO2, НгВе, H3ASO4 в соответствующие столбики таблицы: Кислоты оксиген- содержащие без- оксигеновые одно- основные двух- основные трех- основные 64. Определите валентность кислотообразующих элементов в кислотах нею, НРО3, Н2Те04 и запишите формулы оксидов, которые отвечают этим кислотам. 65. Найдите соответствие: формула кислоты название кислоты 1) НгЗеОз; а) селенидная; 2) HjSe; б) селенатная; 3) H2Se04: в) селенитная. ^•Составьте графические формулы молекул кислот HI, НСЮ, НгТеОз и соответствующих кислотных остатков. •Какие количества вещества элементов содержатся в 0,5 моль ^ таких кислот: HNO3, H2SO4? (Устно.) ■ Взято 6,2 г борной кислоты Н3ВО3. Рассчитайте количество вещества кислоты. (Устно.) 45 69. Вычислите массовые доли элементов в сульфатной кислоте. 70. Существуют две оксигенсодержащие кислоты с одинаковыми значениями молярных масс — 98 г/моль. Назовите эти кислоты и напишите их формулы. 8 Соли Материал параграфа поможет вам: > выяснить, что такое соли; > составлять формулы и названия солей. К классу солей принадлежит соединение, которое мы употребляем ежедневно вместе с пищей. Это — поваренная соль NaCl. Вам известно, что она состоит из ионов Na"^ и СГ. Соль — соединение, в состав которого входят катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка. Соли мж Ион кислотного остатка имеет отрицательный заряд; его значение совпадает со значением валентности этого остатка: кислота НС1 I С1 С1 кислотный остаток анион кислотного остатка Формулы солей. Для солей, как и кислот, существуют две общие формулы — и М„(ЕО„)р. Первой формуле соответствуют соли, которые содержат анионы кислотных остатков безоксигеновых кислот, а второй соли, анионы которых происходят от оксиген-содержащих кислот. Примеры формул солей: LiF, CaS, NaNOg, Al2(S04)s. Для того чтобы составить формулу сол^ь необходимо знать заряды катиона и аниона, ^ также учитывать то, что соединение электро 46 нейтрально. Для выяснения значений зарядов ионов можно использовать таблицу, размещенную на форзаце 2 (так называемая таблица растворимости). Составим формулу соли, которая содержит катионы Ва^* и анионы РО|". В состав соли входят ионы, значения зарядов которых неодинаковы: 2 и 3. Наименьшее число, которое делится без остатка на 2 и 3, — число 6. Делим его на значения зарядов катиона (6 : 2 = 3) и аниона (6:3= 2). Получаем количество этих ионов в формульной единице соединения, т. е. соответствующие индексы в химической формуле соли: ^6/2(^^4)б/3 ^ НВ2(Р0^2* Графические формулы для солей, как и для других ионных соединений, не составляют. Названия солей. Для каждой соли существует химическое название, а для некоторых солей — еще и тривиальные названия (табл. 2). Химическое название соли состоит из двух слов. Первое слово — название металлического элемента, а второе происходит от химического названия соответствующей кислот'ы. Таблица 2 Формулы и названия некоторых солей Формула Химическое Название соли соли соответствующей кислоты название кислоты химическое тривиальное KNOs HNO3 Нитратная Калий нитрат Калийная селитра К2СО3 НгСОа Карбонатная Калий карбонат Пбташ Сар2 Л . ' HF Фторидная Кальций фторид Флюорит (минерал) *^еС1г Li ". - НС1 Хлоридная Феррум(П) хлорид — H2S04 Сульфатная Феррум(Ш) сульфат — 47 Если элемент имеет переменную валентность, то ее значение указывают после назва-ния элемента (табл. 2, рис. 12). Склоняется только второе слово химического названия соли. Рис. 12. Некоторые соли ► Дайте химические названия солям, которые имеют такие формулы: KF, MgCOg. CrCIg. Существуют соли, образованные только неметаллическими элементами. В их состав входят катионы аммония NH4. Примеры формул и названий таких соединений: NH4C/ — аммоний хлорид; (NN4)2504 — аммоний сульфат; NH4NO3 — аммоний нитрат. Два последних соединения применяют в качестве азотных удобрений. Соли аммония происходят oi основания NH40H(§11). Распространенность в природе. В земноЙ ко1>е содержится много солей (рис. 13). В осно» ном, это силикаты. Среди них встречаются драгоценные камни: голубой топаз ний силикат), золотистый циркон (циркоЯ^^ силикат), бесцветный фенакит (берилЯ силикат) и др. 48 \ - Ш-^ .1^- рис. 13. Кристаллы природных солей Рис. 14. Кальций карбонат в живой природе Существует много залежей натрий хлорида NaCl (каменная соль), калий хлорида КС1, кальций карбоната СаСОз (мел, мрамор, известняк). Последнее соединение составляет основу ракушек, яичной скорлупы (рис. 14). Сульфиды ZnS, CugS, PbS и другие являются рудами; из них получают металлы. Различные соли находятся в растворенном состоянии в гидросфере. В морской воде преобладают хлориды Натрия и Магния, а в пресной — соли Кальция и Магния (в основном карбонатной и сульфатной кислот). ВЫВОДЫ Соль — ионное соединение, в состав которого входят катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка. Для солей существуют общие формулы М„^А„ и М„(ЕО„)р-Каждая соль имеет химическое название, а некоторые соли — еще и тривиальные названия. Соли очень распространены в природе. соединения называют солями? Чем соли сходны по соста-72 р ^ °^^ованиями и чем отличаются от них? формулы солей, которые состоят из таких ионов: Na"", 49 73. Запишите в соответствующие клетки представленной ниже таблицы формулы ионов, из которых состоят соли AI(N03)3, MgBr2, К3РО4, NasS. Катионы Анионы одно- зарядные много- зарядные простые сложные одно- зарядные много- зарядные одно- зарядные много- зарядные 74. Дайте названия солям, которые имеют такие формулы: NaBr, AI2S3, U2SO4, СаЗОз- 75. Составьте формулы цезий иодида, алюминий фторида, хром(1И) сульфата, литий ортофосфата. 76. Одинаковые или разные количества вещества анионов содержатся в 20 г СаСОз и в 20 г СаВгз? (Устно.) 77. С помощью химического анализа установлено, что в порции натрий сульфата содержится 0,5 моль ионов S0|~. Какое количество вещества и какая масса ионов Натрия в этой порции соединения? (Устно.) 78. Где содержится наибольшее суммарное количество ионов: в 1 моль алюминий сульфата, 2 моль феррум(111) нитрата, 3 моль барий хлорида или 4 моль литий фторида? 79. Для опытов взяли одинаковые массы феррум(111) ортофосфата, натрий хлорида и кальций карбоната. Сопоставьте суммарные количества ионов в этих порциях солей и выберите правильный ответ: а) больше всего ионов в порции феррум(111) ортофосфата: б) больше всего ионов в порции натрий хлорида; в) больше всего ионов в порции кальций карбоната; г) во взятых порциях солей — одинаковое количество ионов. 9 Свойства и применение оксидов Материал параграфа поможет вам: > выяснить, как зависят свойства оксидов от их строения; > усвоить химические свойства основных и кислот ных оксидов; 50 > понять, что такое реакция обмена; > выяснить сферы применения оксидов. Рис. 15, Модели строения: в— магний оксида; ® —карбон(1У) снсида в твердом состоянии Свойства оксидов, как и других веществ, зависят от их внутреннего строения, т, е. от того, из каких частиц они состоят — атомов, молекул или ионов. Физические свойства оксидов. В ионных оксидах (рис. 15, а) противоположно заряженные ионы сильно притягиваются друг к другу. Поэтому такие оксиды при обычных условиях являются твердыми веществами, плавятся при высокой температуре (табл. 3). Большинство ионных оксидов не растворяются в воде, а остальные реагируют с ней. В оксидах молекулярного строения (рис. 15, б) притяжение между частицами (молекулами) очень слабое. Поэтому температуры плавления (табл. 3) и кипения соединений невысоки, а их агрегатные состояния при обычных условиях различны. Немало таких оксидов летучи, растворимы в воде (во время растворения многих из них происходят химические реакции), некоторые имеют запах. Оксиды атомного строения — твердые вещества с высокими температурами плавления (табл. 3) и кипения. Они не растворяются в воде. Химические свойства оксидов. Способность оксида взаимодействовать с другими веще- 51 ТаблицаS Строение и температуры плавления некоторых оксидов Химическая Строение Температура формула оксида плавления,^ СаО 2630 ГлгО ионное 1453 НгО 0 SO2 молекулярное -75 Si02 атомное 1610 ствами зависит от его типа. Рассмотрим отдельно реакции, в которые вступают основные и кислотные оксиды. Вы уже знаете, что оспбвпыми называют оксиды, которые соответствуют основаниям, а кислотными — те, что соответствуют кислотам. •^4 Рис. 16. fameHMe извести Реакции с участием основных оксидов Реакция с водой. Строители, садоводы нередко смешивают негашеную известь (кальции оксид) с водой. При этом происходит химическая реакция и образуется гашеная известь — кальций гидроксид Са(ОН)2- Процесс называют гашением извести (рис. 16): СаО + Н20 = Са(ОН)2- Среди основных оксидов в аналогичную реакцию вступают только соединения щелочных (Li, Na, К, Rb, Cs) и щелочноземельных (Mg, Са, Sr, Ва) элементов. Реакции оксидов с водой относят к реакциям соединения. Вывести формулу продукта реакции оксида с водой можно следующим образом. Сначала нужно сложить вместе все атомы, имеющиеся в формулах реагентов, и разместить их в опр^ деленном порядке. Первым записывают cui^' вол металлического элемента, затем — симво лы Оксигена и Гидрогена. Если все индексы ® 52 Это интересно Оксиды СаО и РдОб используют' для осушки газов. составленной формуле окажутся четными, их нужно разделить на 2, Эту «двойку» ставим как коэффициент в химическом уравнении: U2O + Н2О = [LigOgHa]* = 2ЫОН. литий гидроксид При наличии возле атомов Оксигена и Гидрогена одинакового индекса его выносят за скобки: ВаО + Н2О = [BaOgHg] = Ва(ОН)2- барий гидроксид Формулу основания можно также записать, исходя из того, что заряд иона металлического элемента в нем такой же, как и в оксиде: Ba^^ ОН' => Ва(ОН)2. ► Составьте уравнение реакции натрий оксида с водой. Реакции с кислотными оксидами. Оснбвные оксиды реагируют с соединениями противоположного химического характера, т. е. имеющими кислотные свойства. Среди них — кислотные оксиды. Продуктом реакции между основным и кислотным оксидами является соответствующая соль- Она состоит из катионов металлического элемента, которые содержались в основном оксиде, и анионов остатка кислоты, которая происходит от кислотного оксида. В формуле соли, как вам известно, сначала записывают катион, а затем — анион. Примеры уравнений реакций с участием основного и кислотного оксидов: СаО + SO3 = (содержит (соответствует катионы кислоте H2SO4) Li20 + N2O5 = (содержит (соответствует катионы Li'*') кислоте HNO3) CaS04; (содержит ионы Са^"" и SO4') 2LiN03. (содержит ионы и NO3) юмогательные записи помещают в квадратные скобки. 53 ► Составьте уравнение реакции кальций оксида с нитроген(У) оксидом. Реакции с кислотами. Основные оксиды взаимодействуют не только с кислотными оксидами, но и с кислотами. Продуктами такой реакции являются соль и вода: СаО + H2SO4 = CaS04 + Н2О; кальций сульфат Ы2О + 2HNOs- 2LiN03 + Н2О. литий нитрат Реакции, в которых соединения обмениваются своими составными частями, называют реакциями обмена. ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 1 Реакция купрум(И) оксида с хлоридной кислотой Поместите в пробирку немного порошка купрум(П) оксида. Какого цвета это вещество? Добавьте к нему 1—2 мл хлоридной кислоты. Что наблюдаете? (Содержимое пробирки можно нагреть, но не до кипения.) Составьте соответствующее химическое уравнение. Реакции с участием кислотных оксидов Реакция с водой. Почти все кислотные оксиды реагируют с водой (исключение — оксиД Si02). При этом образуются оксигенсодерн<в' щие кислоты: SOg + Н2О = H2SO4. сульфатная кислота Формулы кислот — продуктов реакн**^ кислотных оксидов с водой — выводят так 54 Рис. 17. Реакция фосфор(У) оксида с водой как и оснований, складывая вместе все атомы, имеющиеся в формулах реагентов. На первом месте в формуле кислоты записывают атомы Гидрогена, на втором — атомы кислотообразующего элемента, а на последнем — атомы Оксигена: N2O5 + Н2О = [HaNgOg] - 2HN03. нитратная кислота Учителя часто демонстрируют ученикам, как взаимодействует с водой фос-фор{У) оксид. Во время этой реакции выделяется столько теплоты, что часть воды быстро испаряется (рис. 17). Если количество воды намного превышает количество оксида, то реакция происходит в соответствии с таким уравнением: Р20., + ЗН20=2НзР04. 01>тофосфатная кислота Общее название продуктов взаимодействия оснбвных и кислотных оксидов с водой — гидраты оксидов^ или, сокращенно, гидроксиды. Заметим, что гидроксильные группы (группы атомов ОН) содержатся в формулах не только оснований (NaOH, Са(ОН)2 и др.), но и оксигенсодержащих кислот. Например, формулу H2SO4 можно записать так: S02(0H)2. ► Напишите формулы гидроксидов, которым соответствуют оксиды К2О и ВеОз- Реакции с основными оксидами. Кислотные оксиды взаимодействуют с соединениями противоположного химического характера — с основными оксидами и основаниями. Реакции между кислотными и оснбвными оксидами рассмотрены ранее. Приводим уравнение еще одной такой реакции с участием кислотного оксида Р2О5: Р2О5 + ЗСаО = Саз(Р04)2. кальций ортофосфат 55 Схема 1. Важнейшие химические свойства оксидов Реакции с основаниями. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образовани-. ем солей и воды: СОг + 2NaOH - NagCOs + HgO; натрий карбонат NgOs + Ва(ОН)2 = Ba(NOs)2 + HgO. барий нитрат Соль происходит от кислоты, которая соответствует данному кислотному оксиду. ► Составьте уравнение реакции между фос-фор(У) оксидом и натрий гидроксидом. Изложенный материал обобщает схема 1. Реакции разложения оксидов. Некоторые оксиды в определенных условиях разлагаются на простые вещества 2HgO = 2Hg + Ojt; 2Н,0 ^ 2Нг‘Г*0,‘Г ИЛИ на другие оксиды и кислород: 250з = 2502 + 0г. Обратите внимание на последнюю реакцию-валентность элемента в оксиде, который обр^ зуется, ниже, чем в исходном оксиде. Реакции оксидов с простыми веществами* Немало оксидов металлических элементов взаимодействуют при высокой температуре с водоР^ дом, углеродом, активными металлами. flp^VU^ тами большинства этих химических преврав^^ ний являются металлы и другие оксиды: 56 Си0 + Н2 = Си + Н20; 2Рв20з + ЗС = 4Fe + SCO^t. Такие реакции используют в черной и цветной металлургии. Некоторые оксиды реагируют с кислородом: 2N0 + 02 = 2N02. Рис. 18. Драгоценные камни Применение оксидов. Известно почти триста оксидов. Многие из них применяют на практике. Из железных руд (они содержат оксиды Фер-рума) получают железо. Кварц S1O2 — сырье для производства кварцевого стекла, которое, в отличие от обычного, пропускает ультрафиолетовые лучи (под кварцевой лампой можно загорать, как и на солнце). Песок, состоящий в основном из оксида 8Юг, используют в производстве стекла, а также в строительстве, как и негашеную известь СаО. Кристаллы корунда AI2O3 имеют высокую твердость. Порошок этого соединения служит абразивным материалом для обработки поверхности изделий из металлов, керамики. Окрашенные примесями кристаллы оксидов Алюминия, Силиция используют в ювелирном производстве. Кристаллы режут и, придав им огранку (рис. 18), вставляют в украшения*. Некоторые оксиды являются основой красок: КвгОз — коричневой, СГ2О3 — зеленой, ТЮз или ZnO — белой. Г- l5 кристаллов: рубин — AI2O3 с примесью СгзОд; сапфир — оксидов Феррума и Титана; аметист — Si02 с ®^ми оксидов Феррума. 57 выводы Оксиды ионного строения — твердые вещ^. ства. Они, как правило, не растворяются в воде^ имеют высокие температуры плавления. Оксиды молекулярного строения существую^ в различных агрегатных состояниях, имеют невысокие температуры плавления и кипения. Большинство этих соединений растворяется в воде, некоторые летучи, имеют запах. Среди основных оксидов с водой реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных элементов. Продукты этих реакций — основан1{я. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Почти все кислотные оксиды реагируют с водой (продукты реакций — оксигенсодержа-щие кислоты), а также с основными оксидами и основаниями с образованием солей. Реакции, при которых соединения обмениваются своими составными частями, называют реакциями обмена. Многие оксиды применяют на практике. 80. Один из оксидов — CI2O или U2O — в обычных условиях является газом и имеет запах. Назовите это соединение и объясните свой выбор. 81. Среди приведенных оксидов укажите ионные вещества: Р2О3-CI2O7. К2О, ВаО, SO3. 82. Внесите в соответствующие клетки таблицы формулы оксидов^ U2O, CU2O. CI2O7, MgO. ЗЮг. FeO, SO2. Оксиды ^ основные кислотные . - 83. Назовите все основные оксиды, которые реагируют с водо*^-Напишите два соответствующих химических уравнения в общв*^ виде, обозначив металлический элемент буквой М. 58 ^ Допишите схемы реакций и составьте химические уравнения: а) SrO + Н2О -> б) ЗеОз + Н2О ^ MgO + CI2O7 ЗЮг + ВаО -► СаО + HNO3 I2O5 + NaOH f. Определите, с какими веществами из правого столбца может реагировать каждое вещество из левого столбца, и напишите соответствующие химические уравнения: барий оксид нитратная кислота фосфорО/) оксид калий гидроксид Kap6oH{IV) оксид кальций оксид бромидная кислота 86. Составьте уравнения реакций, при которых образуется магний ортофосфат, если реагентами являются: а) два оксида; б) оксид и кислота; в) оксид и основание. 87. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить такие превращения: а) и —^ Li20 —> LiOH; в) 3 —>■ ЗО2 —^ МЗзЗОз; б) Mg —>■ MgO —► Mg(N03)2; г) С —^ СО2 —> ВаСОз- 88. Вычислите массовые доли элементов в оксидах с формулами MgO и В2О3. 89. Выясните, какие два оксида имеют молярную массу 30 г/моль. для ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ Кислотные осадки В газовых выбросах промышленных предприятий, теплоэлектростанций, автомобильных двигателей содержатся небольшие количества оксидов Сульфура и Нитрогена. Попадая в атмосферу, они нередко вызывают так называемые кислотные осадки, которые наносят значительный ущерб окружающей среде. В результате реакции оксида ЗО2 с атмосферной влагой образу-сульфитная кислота: ЗО2 + Н2О = Н2ЗО3. ^асть ее взаимодействует с кислородом и превращается в суль-*^ную кислоту: 2H2SO3 + 02 = 2Н2ЗО4. ^^снды Нитрогена появляются в атмосфере вследствие реакций с главных компонентов воздуха — азота и кислорода. Сгора-^ Топлива и горючего сопровождается высокой температурой. В Товиях образуется небольшое количество нитроген{11) оксида: 59 N2 + Оз = 2N0. Это соединение быстро взаимодействует с кислородом 2NO + О2 = 2NO2, а нитроген(1У) оксид реагирует с атмосферной влагой: 2NO2 + Н2О = HNO2 + HNO3. Так в воздухе появляются примеси кислот — сульфитной, сульфатной, нитритной и нитратной. Вместе с дождем или снегом они выпадают на земную поверхность (рис. 19). Рис. 19. Образование кислотного дождя H2SO3. H2SO4, HNO^ (HNO2) ' V/V7/-V//V;. шч!и'I'll:! ,‘;Ш1 n';: nri*rilri!%\ Кислотные осадки негативно влияют на растения, вызывают болезни у животных, людей, разрушают строительные материалы, особенно мрамор и известняк, усиливают коррозию металлов. Оксиды Сульфура и Нитрогена принимают участие в образовании смога. Это — воздух, загрязненный многими токсичными веществами, который надолго зависает над большими городами и промышленными регионами. Меры, направленные на уменьшение выбросов упомянутых оксидов, являются одними из важнейших в деле охраны природы. В современной теплоэнергетике предпочитают использовать топливо, содержащее как можно меньше Сульфура. Газовые выбросы промышленных предприятий, теплоэлектростанций очищают от сульфур(1\/) оксида пропусканием их через водную суспензию кальций гидроксида, распыляют в них порошок мела, известь. Образование оксидов Нитрогена предотвращают, понижая температуру сжигания топлива или горючего. Среди важнейших мер-предпринимаемых на транспорте, — изменение конструкций дв^ гателей, режимов их работы, введение различных добавок к гор*® чему, замена его на другое (например, на сжиженный прироАНЬ*^ газ или этиловый спирт). 60 Расчеты по химическим уравнениям Материал параграфа поможет вам; > вычислять количества вещества, массы и объемы реагентов и продуктов реакций по химическим уравнениям; > составлять пропорции и использовать их для решения задач. В средние века алхимики не знали, что с помощью вычислений можно определить, какая масса вещества должна вступить в реакцию или образоваться в результате реакции. Они брали для экспериментов произвольные порции веществ и по их остаткам выясняли, какая масса каждого вещества прореагировала. В настоящее время расчеты не только масс, но и количеств вещества реагентов и продуктов реакций, объемов газов осуществляют по химическим уравнениям. При этом используют значения относительных атомных, молекулярных, формульных или молярных масс. Благодаря таким расчетам химик или инженер-технолог может целенаправленно осуществлять химические превращения, получать продукты реакций в необходимом количестве, избегая избытка исходных веществ. В этом параграфе рассмотрены решения нескольких задач с использованием химических уравнений. Напомним, что коэффициенты в уравнениях указывают на соотношение количеств вещества реагентов и продуктов реакций: С + О2 = CO2I 1 моль 1 моль 1 моль л(С) : п(02): «(COg) ==1:1:1; 2А1 + ЗН^ЗО, = А12(804)з + ЗНгГ; 2 моль 3 моль 1 моль 3 моль п(А1): nCHaSO^): n(M2{SOd-^): niU^) - 2:3; 1:3. 61 ЗАДАЧА 1. Какое количество вещества литий гидроксида образуется в результате реакции 4 моль литий оксида с достаточным количеством воды? Дано: л(Ы20) = 4 моль n(LiOH) — ? Решение 1. Составляем химическое уравнение: ЫгО + НгО-гХлОН. 2. Готовим запись для составления пропорции. Под формулами соединений LigO и LiOH записываем их количества вещества согласно коэффициентам в химическом уравнении (1 моль, 2 моль), а над формулами — приведенное в условии задачи количество вещества оксида (4 моль) и неизвестное количество вещества гидроксида (х моль): 4 моль X моль U20 + H20 = 2LiOH. 1 моль 2 моль 3. Рассчитываем количество вещества литий гидроксида. Составляем пропорцию и решаем ее: по уравнению реакции из 1 моль Li20 образуется 2 моль LiOH, по условию задачи из 4 моль LigO — X моль LiOH; 4 X = л(1лОН) 4-2 = 8 (моль). Отвеп n(LiOH) = 8 моль. ЗАДАЧА 2. Какая масса углекислого газа прореагирует с 28 г кальций оксида? Дано: т(СаО) = 28 г /71(С02) — ? Решение 1-й способ 1, Составляем химическое уравнение: СаО + COg ~ СаСОз* Согласно уравнению, в реакцию вступа^^ одинаковые количества вещества оксиД^®* например 1 моль СаО и 1 моль COg. 2. Определяем молярные массы вещас*^®* указанных в условии задачи: 62 i М(СаО) = 56 г/моль; М(С02) = 44 г/моль. Масса 1 моль СаО равна 56 г, а 1 моль COg — 44 г. 3. Записываем под формулами реагентов в химическом уравнении массы 1 моль каждо!^) соединения, а над формулами — известную из условия задачи массу кальций оксида и неизвестную массу углекислого газа: 28 г хг СаО + COg = CaCOg. 56 г 44 г 4, Вычисляем массу углекислого газа. Составляем пропорцию и решаем ее: по уравнению реакции 56 г СаО реагируют с 44 г COg, по условию задачи 28 г СаО — xrCOg; 56 44 ____ 28-44 56 X — m(COg) = = 22 (г). 28 X 2-й способ 1. Составляем химическое уравнение: СаО + COg = CaCOg. 2. Рассчитываем количество вещества кальций оксида: т(СаО) 28 г л(СаО) = 0,5 моль. Af(CaO) 56 г/моль 3. Записываем под формулами реагентов в химическом уравнении их количества вещества согласно коэффициентам, а над формулами — вычисленное количество вещества кальций оксида и неизвестное количество вещества углекислого газа: 0,5 моль X моль СаО + COg = CaCOg. 1 моль 1 моль 4. Вычисляем количество вещества углекислого газа: 0,5-1 X = n(COg) = 0,5 (моль). 5, Находим массу углекислого газа: m(COg) = n(COg) • Af(COg) = = 0,5 моль • 44 г/моль ^ 22 г. Ответ: т(СОз) = 22 г. 63 ЗАДАЧА 3, Какой объем сернистого газа (н. у.) прореагирует с натрий гидроксидом с образованием натрий сульфита количе^ ством вещества 0,2 моль? Дано: /«(NajSOa) = = 0,2 моль н.у. V(SO^) - ? Решение 1. Записываем химическое ух)авнение и готовим запись для составления пропорции: дгмоль 0,2 моль SO2 + 2NaOH = NagSOg + HgO. 1 моль 1 моль 2. Находим количество вещества сернистого газа. Составляем пропорцию и решаем ее: из 1 моль SO2 образуется 1 моль NagSOa, из X моль SO2 — 0,2 моль NagSOa; X — niSOz) = ^ = 0,2 (моль). 3. Вычисляем объем сернистого газа при нормальных условиях: К(802) = п(802)*Км“ = 0,2 моль • 22,4 л/моль = 4,48 л. Ответ: ЦВОз) = 4,48 л. В некоторых задачах речь идет о двух одновременно протекающих реакциях. Способ их решения заключается в составлении математического уравнения с одним неизвестным (или системы двух уравнений с двумя неизвестными). ЗАДАЧА 4. После добавления достаточного количества воды к Itfi ^ смеси оксидов Лития и Кальция образовалось 17.0 г смеси гидроксидов. Найти массы оксидов в смеси. Дано: m(Li20, СаО) = И.бг m(LiOH, Са(ОН)2) = -17,0 г m(Li20) — ? m(CaO) — ? 64 Решение 1. Принимаем массу литий оксида за х г, ТогД» масса кальций оксида будет равна (в гра^' мах): т(СаО) = т(1л20, СаО) - т(1л20) = 11,6 - 2. Вычисляем молярные массы гидроксидов Лития и Кальция: М(1л20) == 30 г/моль; М(СаО) — 56 г/моль; оксидов J M(LiOH) — 24 г/моль: М(Са(ОН)2> = 74 г/моль. 3. Составляем уравнения реакций с записями масс реагентов и продуктов, обозначив неизвестные массы соединений LiOH и Са(ОН)2 через nil и m2 соответственно: хг г LigO + HgO = 2LiOH; 30 г 2-24 г (11,6 ~х) г /П2Г СаО t Н20 = Са(0Н)2. 56 г 74 г 4. Записываем две пропорции и получаем математические выражения для масс гидроксидов: X 30 2-24 mi = m(LiOH)- 2-24х 30 1,6jc; 11,6-д: _ ГП2. 56 74’ Щ ^ w(Ca(OH)2) (ll,6-x).74 56 15.3-l,32x. 5. Приравниваем сумму найденных масс гидроксидов к 17,0 г, решаем уравнение и находим массы оксидов: mj -Н /Па = m(LiOH) + m(Ca(OH)2) = 17,0; 1,6д: +15,3-1,32х-17,0; X = /«(LigO) = 6,07 (г); т(СаО) = 11,6 - 6,07 = 5,53 (г). Огвеп mCUaO) = 6,07 г, т(СаО) = 5,53 г. выводы Для того чтобы вычислять массы, количества вещества реагентов и продуктов реаккщй, объемы газов, используют химические уравнения. Решение задач осуществляют составлением пропорций, а также по формулам, которые отображают связь между соответствующими физическими величинами. 65 4 моль X моль б) MgO + 2HCI = MgClj + Н2О: 90. Найдите значений х в таких записях (устно): X моль 0,2 моль X л 1 моль а) SO3 + U2O = U2SO4; в) СО2 + 2К0Н = К2СО3 + HjO; 22.4 л 2 моль 44,8 л хг г) SO2 + ВаО = ВаЗОз. 22.4 л 153 г 91. Какое количество вещества фосфор(\/) оксида образуется при взаимодействии 0,1 моль фосфора с достаточным количеством кислорода? 92. Реакция происходит по уравнению А + ЗБ = 2В + ЗГ. Какие количества вещества В и Г образуются, если прореагирует: а) ОД моль А; б) 6 моль Б? (Устно.) 93. Какая масса магний оксида образовалась после сжи1ания 12 г магния? (Устно.) 94. Вычислите массу кальций нитрата, который образовался в результате взаимодействия 25,2 г нитратной кислоты с кальций оксидом. 95. Какой объем сернистого газа SOj (н. у.) был получен после сжигания 16 г серы? (Устно.) 96. Вычислите объем углекислого газа (н. у.), который необходим для полного превращения 37 г кальций гидроксида в кальций карбонат 97. После добавления избытка воды к смеси оксидов Фосфора(У) и Силиция(1\/) образовалось 98 г ортофосфатной кислоты и осталось 20 г твердого вещества. Вычислите массу фосфор(У) оксида и его массовую долю в смеси. 98. В результате реакции 1,52 г смеси сернистого и углекислого газов с барий оксидом образовалось 6,07 г смеси солей Бария. Определите массы газов в смеси. 11 Свойства и применение оснований 66 Материал параграфа поможет вам: > выяснить физические свойства основании, > различать нерастворимые основания и J > выяснить, что такое индикаторы; > усвоить химические свойства оснований; > выяснить сферы применения оснований. Физические свойства оснований. Вам известно, что каждое основание состоит из положительно заряженных ионов металлического элемента и отрицательно заряженных гидрок-сид-ионов ОН . Основания, как и ионные оксиды, в обычных условиях являются твердыми веществами. Они должны иметь высокие температуры плавления. Но при умеренном нагревании почти все основания разлагаются (на соответствующий оксид и воду). Расплавить удается только гидроксиды Натрия и Калия (температуры плавления соединений составляют соответственно 322 и 405 ®С). Большинство оснований не растворяются в воде (рис. 20). Малорастворимыми являются гидроксиды Mg(OH)2, Са(ОН)2 и Sr(OH)2, а хорошо растворимыми — основания, образованные щелочными элементами (Li, Na, К, Rb, Cs), и соединение Ва(ОН)2- Рис. 20. Осадки оснований, образовавшиеся в результате "«яических реакций в растворах Во Дорастворимые основания называют щелочами^. Сведения о растворимости оснований в воде можно найти в таблице, размещенной на фор- часто относят соединения Са(ОН>2 и Sr(OH)2. 67 заце 2 учебника. Ее называют таблицей растворимости. Приводим соответствующий фрагмент этой таблицы: Растворимость некоторых оснований в воде при температуре 20—25 °С Анион Катионы Na"*" Ag^ Ва*" п 24- Fe Ni*"- ОН‘ Р р — М м Р н н Рис. 21. Предостережение на этикетке банки с натрий гидроксидом Буквой <<р& обозначены растворимые основания (щелочи), «м» —малорастворимые, «н>> — нерастворимые. Прочерк «—» означает, что такого основания не существует. Щелочи и их растворы мылки на ощупь, разъедают многие материалы, вызывают серьезные ожоги кожи, слизистых оболочек, сильно поражают глаза (рис. 21). Поэтому натрий гидроксид в прошлом получил название «едкий натр», а калий гидроксид — «едкое к^и». Работая со щелочами и их растворами, будьте особенно осторожны. Если раствор щелочи попал на руку, немедленно смойте его большим количеством проточной воды и обратитесь за помощью к учителю или лаборанту. Вы получите у них разбавленный раствор определенного вещества (например, уксусной кислоты), которым нужно обработать кожу для удаления остатков щелочи. После этого руку тщательно промойте водой. Химические свойства оснований. Возможность протекания многих реакций с участием оснований зависит от растворимости этих соединений в воде. Щелочи в химических превращениях значительно более активны, чем нерастворимые основания, которые, например» с солями и некоторыми кислотами не реагируют- Действие на индикаторы. Растворы щелочей способны изменять окраску особых ве- 68 Рис. 22. Полоски универсальной индикаюрний бумаги ществ — индикаторов^ Эти вещества были обнаружены в некоторых плодах и цветах. В настоящее время используют индикаторы, которые производят на химических заводах. Они более эффективны, чем природные, и лучше сохраняются. К важнейшим индикаторам относятся лак-муСу фенолфталеину метиловый оранжевый (сокращенное название — метилоранж), а также универсальный индикатор. Последний является смесью нескольких веществ. Эта смесь, в отличие от отдельных веществ-индикаторов, изменяет цвет не только в присутствии щелочи, но и в зависимости от ее количества в растворе. В химических лабораториях применяют водные растворы метилоранжа и лакмуса, водно-спиртовый раствор фенолфталеина. Очень удобна в использовании так называемая индикаторная бумага. Это — специальная бумага, пропитанная раствором индикатора, а оатем высушенная и нарезанная маленькими полосками (рис. 22). Существует также индикаторная бумага, пропитанная раствором лакмуса или фенолфталеина. Изменение окраски индикатора (рис. 23) является следствием его реакции со щелочью. Ланмус Фенолфталеин Метилоранж *Н|с. 23. ^^*4>аска индикаторов; а — в воде; б — в растворе щелочи Универсальный индикатор Термин происходит от латинского слова indico — указывгоо, опре-'*ЛЯК). 69 Уравнения таких реакций не приводим^ поскольку формулы индикаторов и проду!^, тов их химических превращений дoвoльнQ сложные. Нерастворимые основания на индикаторы не действуют. ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 2 Действие раствора щелочи на индикаторы в пробирку с гранулой натрий гидроксида налейте воды (до половины объема пробирки) и, перемешивая стеклянной палочкой, растворите вещество. Прикоснитесь палочкой, смоченной приготовленным раствором, к полоске универсальной индикаторной бумаги. Что наблюдаете? Распределите раствор щелочи по трем пробиркам. В одну пробирку добавьте 1—2 капли раствора лакмуса, в другую — столько же раствора фенолфталеина, а в третью — раствора метилоранжа. Как изменяется окраска каждого индикатора? Пробирку с раствором щелочи и фенолфталеином сохраните для следующего опыта. Реакции с кислотными оксидами* Растворимые и нерастворимые основания взаимодействуют с соединениями противоположного характера, т. е. имеющими кислотные свойства. Среди этих соединений — кислотные оксиды. Соответствующие реакции бьхли рассмотрены в предыдущем параграфе. Приводим дополнительные примеры: 2КОН + 80з - K2SO4 + Н2О; Са(ОН)2 + СО2 - СаСОд + Н2О. Реакции с кислотами* При взаимодействии основания с кислотой вещества обмениваются своими составными частями: NaOH + НС1« NaCl + НОН (или Н2О). Это — реакция обмена. 70 Выяснить, осталась ли щелочь после добавления определенной порции кислоты, можно, добавив к жидкости 1—2 капли раствора фенолфталеина. Если малиновый цвет не появился, то щелочь полностью прореагировала с кислотой. Пример реакции нерастворимого основания с кислотой: Мп(0Н)2 4- 2HN0g = Мп(КОз)2 + 2Н2О. Реакцию между основанием и кислотой называют реакцией нейтрализации. ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 3 Взаимодействие щелочи с кислотой в растворе в пробирку с раствором натрий гидроксида и фенолфталеином из опыта 2 добавляйте по каплям с помощью пипетки раствор сульфатной кислоты до тех пор, пока не исчезнет окраска индикатора. Содержимое пробирки периодически перемешивайте стеклянной палочкой или стряхиванием. Почему раствор обесцветился? Напишите соответствующее химическое уравнение. ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 4 Взаимодействие нерастворимого основания с раствором кислоты В пробирку с осадком купрум(П) гидроксида* медленно Л®*5авляйте раствор сульфатной кислоты до полного растворения соединения. Как окрашивается жидкость? Составьте соответствующее химическое уравнение. Реакции нейтрализации часто используют для очистки сточных вод промышленных предприятий от щелочей или кислот. Продукты таких реакций — соли — более безопасны для окружаю- ^Проб ирку с этим веществом вы получите от учителя. 71 щей среды. Эффективной и экономически выгод, ной является взаимная нейтрализация щелочных и кислотных стоков различных производств. Реа9щии щелочей с солями. Это — реакции обмена. Они происходят в растворе, причем цсд:о^«ал соль должна быть растворимой^ а новое основание или новая соль — нерастворимыми. Выясним возможность реакции между натрий гидроксидом и манган(П) нитратом: NaOH + Мп(КОз)2 ^ Воспользуемся таблицей растворимости (приводим ее фрагмент): Катионы Анионы т » + Li Г7 2+ Zn 1LM Мп • •• ОН" Р Р Р Н н Н NOS Р Р Р Р Р р Как видим, соль Мп(ЫОз)2 растворяется в воде. Чтобы реакция произошла, исходные вещества — щелочь NaOH и соль Мп(КОз)2 — должны обменяться своими ионами с образованием нерастворимого соединения. По таблице определяем, что этим соединением является новое основание Мп(ОН)2, а новая соль NaNOg растворяется в воде. Значит, реакция между натрий гидроксидом и манган(11) нитратом возможна: 2NaOH + Мп(КОз)г = Мп(ОН)24 + 2ЫаКОз- ► Могут ли взаимодействовать барий гидр<^*^' СИД и калий карбонат в растворе? В слу'^^^ положительного ответа напишите соответ-ствующее химическое уравнение. Термическое разложение. Почти все осн^^ вания (кроме гидроксидов Натрия и при нагревании разлагаются на соответствУ**^ щий оксид и воду (водяной пар): 72 Fe(OH), = FeO + H,Ot. ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 5 Разложение нерастворимого основания при нагревании Пробирку с осадком купрум(П) гидроксида^ закрепите в про-5иркодор^кателе. Содержимое пробирки осторожно нагрейте в пламени спиртовки, но не до кипения. Как изменяется цвет •твердого вещества? Дайте необходимое объяснение. Напишите уравнение реакции термического разложения купрум(П) гидроксида. Взрослым известна >кидность под названием «нашатырный спирт>^. Это — водный раствор газа аммиака NH^; его используют как лечебное средство. В нашатырном спирте содержится необычное по своему составу основание. Его формула — NH4OH, а химическое название — аммоний гидроксид. Соединение образуется в результате реакции NH3 + Н2О ^ NH4OH, в которую вступает небольшая часть растворенного аммиака, и одновременно разлагается на исходные вещества. На это указывает знак ^ в химическом уравнении. Аммоний гидроксид подобно щелочам (NaOH, КОН и др.) изменяет окраску индикаторов, взаимодействует с кислотными оксидами, кислотами, солями: 2NH4OH + СО2 = (МН4)2С0з + Н2О; аммоний карбонат NH4OH + на = NH^c/ + Н2О; аммоний хлорид 2NH4OH + РЬ(Ы0з)2 = PbiOHJsi + 2NH4NO3. аммоний нитрат Изложенный материал обобщен в схеме 2. 'Цроб Ирку с этим веществом вы получите от учителя. 73 Схема 2. Химические свойства оснований Применение оснований. Широкое применение среди оснований получили щелочи, прежде всего гидроксиды Кальция и Натрия. Вам известно, что вещество, называемое гашеной известью, является кальций гидроксидом Са(ОН)2, Гашеную известь используют как связующий материал в строительстве. Ее смешивают с песком и водой. Полученную смесь наносят на кирпич, штукатурят ею стены. В результате реакций основания с углекислым газом и силиций(1У) оксидом смесь затвердевает. Кальций гидроксид также применяют в сахарной промышленности, сельском хозяйстве, при изготовлении зубных паст, получении многих важных веществ. Натрий гидроксид используют при производстве мыла (осуществляют реакции щелочи с жирами), лекарств, в колсевенной промышленности, для очистки нефти и т. д. ВЫВОДЫ Основания — твердые вещества ионного строения. Большинство оснований не рас‘творяется в воде. Водорастворимые основания называ>о'1' щелочами. Щелочи изменяют окраску особый веществ — индикаторов. Основания взаимодействуют с кислотным** оксидами и кислотами с образованием солей ** 74 воды. Щелочи реагируют и с солями; продукты каждой реакции — другие основание и соль. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на соответствующие оксиды и воду. Реакцию меж;^у основанием и кислотой называют реакцией нейтрализации. На практике используют преимущественно гидроксиды Кальция и Натрия. 99. Охарактеризуйте физические свойства оснований. Что такое щелочь? 100. Какие вещества называют индикаторами? Как изменяется их окраска в присутствии щелочи? 101. Приведите примеры реакций обмена, разложения, нейтрализации с участием оснований. 102. Допишите схемы реакций и составьте химические уравнения: а) КОН N2O5 б) Mg(OH)2 + SO3 ^ NaOH + H2S ^ Са(ОН)2 + Н3РО4 ^ Ва(ОН)2 + K2SO4 ^ Ni(0H)2 + HNO3 ^ ион + NiClj ^ В!(0Н)з 4 103. Напишите уравнения реакций (если они возможны) между основаниями (в левом столбике) и солями (в правом столбике): калий гидроксид кальций карбонат манган(И) гидроксид феррум(И) нитрат барий гидроксид натрий сульфат 104. С помощью каких реакций можно осуществить превращения, обозначенные стрелками: а) L12O —LiOH —> L12SO4; б) Са(ОН)г ^ СаО ^ СаВгг? Напишите соответствующие химические уравнения. ^^5. Какое количество вещества магний гидроксида вступает в реакцию с 12,6 г нитратной кислоты? • 1^. Вычислите массу феррум(И) гидроксида, который образуется при взаимодействии 0,05 моль натрий гидроксида с достаточным количеством феррум(И) сульфата. Какой объем сернистого газа (н. у.) необходим для полного осаждения ионов Бария (в составе нерастворимой соли) из раствора, содержащего 34,2 г барий гидроксида? 75 108. Какая масса осадка образуется в результате взаимодействия 22,4 г калий гидроксида с достаточным количеством манган{Ц) хлорида? 109. На нейтрализацию 25,1 г смеси гидроксидов Натрия и Бария израсходовано 25,2 г нитратной кислоты. Определите массовую долю натрий гидроксида в исходной смеси. 12 Свойства и применение кислот Материал параграфа поможет вам: > выяснить физические свойства кислот; > усвоить химические свойства кислот; > прогнозировать возможность реакции кислоты с металлом; > выяснить сферы применения кислот. Физические свойства кислот. Молекулярное строение кислот обусловливает их физические свойства. Молекулы в кислоте притягиваются друг к другу слабо (в отличие от противоположно заряженных ионов в основном оксиде или основании)-Поэтому кислоты имеют низкие температуры плавления, почти все в обычных условиях являются жидкостями. Они растворяются в воде (кроме кислоты H2SiOg), во многих случаях — неограниченно, т. е. смешиваются с водой в любых соотношениях с образованием растворов. Пр** растворении некоторых кислот выделяется значительное количество теплоты (рис. 24). Вам известно, что безоксигеновые кислотЫ представляют собой водные растворы газов соединений некоторых неметаллпчес!^^^ элементов с Гидрогеном (например, НС1, Эти газы выделяются из своих растворов в обычных условиях. Рис. 24. Растворение сульфатной кислоты в воде 76 Летучей кислотой, т. е. такой, которая переходит в газообразное состояние при умеренном нагревании, является нитратная кислота HNO3, а также несколько других. Летучие кислоты имеют запах. Ортофосфатная кислота Н3ГО4, ортоборатная (борная) Н3ВО3, метасиликатная НгВЮз — твердые вещества. Они, а также сульфатная кислота H2SO4, нелетучи. Карбонатная и сульфитная кислоты существуют лишь в водном растворе. Соответствующие им оксиды взаимодействуют с водой не полностью, а кислоты, которые образуются, частично разлагаются на оксиды и воду: СО2 + Н^О ^ Н2СО3; SO2 + Н2О ^ H2SO3. Большинство кислот токсичны. Они вызывают серьезные отравления, ожоги кожи. Поэтому работать с кислотами надо очень осторожно, соблюдая правила техники безопасности. При попадании раствора кислоты на руку следует сначала смыть его проточной водой, затем обработать кожу разбавленным раствором соды (для удаления остатков кислоты) и хорошо промыть руку водой. Химические свойства кислот. Способность кислот реагировать с другими веществами в значительной мере зависит от их устойчивости, летучести, растворимости в воде. Это необходимо учитывать, рассматривая химические свойства кислот. Действие на индикаторы^. Кислоты в водных растворах изменяют окраску индикаторов (рис, 25), но не всех и не так, как щелочи. ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 6 Действие раствора кислоты на индикаторы **Р^бирки налейте по 1—2 мл раствора сульфатной в любой из про6и|юк смочите стеклянную палочку 77 раствором кислоты и прикоснитесь ею к полоске универсаль-ной индикаторной бумаги. Как изменяется цвет индикатора? В одну пробирку добавьте 1—2 капли раствора лакмуса, в другую — столько же раствора фенолфталеина, а в третью ^ метилоранжа. Что наблюдаете? Каким индикатором нельзя обнаружить кислоту? Рис. 25. Окраска индикаторов: а — в воде; б — в растворе кислоты Рис. 26. Реакция алюминиевой монеты (2 коп. выпуска 1992 г.) с хлоридной кислотой Ланмус Метилоранж Универсальный индинатор Реакции с металлами. Большинство известных вам кислот реагируют с металлами с выделением водорода и образованием солей (рис. 26). Среди них — все безоксигеновые кислоты, сульфатная (в разбавленном растворе): 2А1 + 6НС1 = 2А1С1з + ЗН„Т; Zn + H2SO4 (разб.) = ZnS04 + НзТ. В этих реакциях атомы металлического элемента, которые содержатся в простом веществе, замещают атомы другого элемента (Гидрогена) в сложном веществе. Реакцию между простым и сложным веществами, в результате которой образуются новые простое и сло^к-ное вещества, называют реакцией замещения. С названными кислотами взаимодействУ' ют не все металлы. Возможность осущвсТ' вления реакции между металлом и кислотой можно определить, используя ряд активно^ ста металлов. Его составил отечествеинь**^ химик Н. Н. Бекетов на основании результ^' 78 тов изучения многих реакций металлов с кислотами и солями. Приводим ббльшую часть этого ряда в современном виде (см. также форзац 2): К Ва Са Na Mg А1 Мп Сг Zn Fe Cd Ni Sn Pb (Hy) Cu Ag Pt Au химическая активность металлов возрастает Формула неметалла водорода делит ряд на две части. Металлы, размещенные в левой части ряда, взаимодействуют с названными выше кислотами (при этом выделяется водород), а размещенные справа — не реагируют с ними (рис. 27): Ag + НС1 -А Си + H2SO4 (разб.) -А Рис. 27. Отношение металлов к разбавленному раствору сзкльфатной кислоты ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 7 Отношение меди, железа и магния к хлоридной кислоте Возьмите три пробирки. В первую пробирку поместите 2—3 *^Усочка медной проволоки, во вторую — чистый железный ^^Дь, а в третью — немного порошка или стружки магния. **зучите отношение каждого металла к разбавленной хлорид-кислоте. В случае отсутствия взаимодействия (выделения реакционную смесь нагрейте, но не до кипения. ^^хой металл реагирует с кислотой более активно? В какой реакция не происходит даже при нагревании? Согла-УЮтся Ли результаты опыта с размещением меди, железа и в ряду активности металлов? р^^^’^’^ьте уравнения реакций. Примите к сведению, что Фер-® образующемся соединении двухвалентен. 79 Николай Николаевич Бекетов (1827—1911) Выдающийся русский и украинский химик, академик Петербургской академии наук. Исследовал реакции солей с металлами и во/ю-родом в водных растворах. Предложил вытеснительный ряд, или ряд активности мегаллое (1865), Дал формулировку закона действующих масс, сходную с современной. Открыл и описал металлотермию — один из методов получения металлов. Проводил термохимические исследования. Содействовал становлению физической химии — одной из важнейших химических наук. Работал профессором в Харьковском университете (1855—1887), впервые читал курс лекций по физической химии как самостоятельной научной дисциплине. Был президентом Русского физико-химического общества. Рис. 28. Реакция меди с нитратной кислотой Во время реакций нитратной, а также концентрированного раствора сульфатной кислоты* с металлами вместо водорода образуются другие вещества (рис. 28). Такие реакции будем рассматривать в 9 классе. Реакции с осндвными оксидами и основаниями. Характерным свойство]^ всех кислот является способность взаимодействовать с соединениями противоположного типа — основными оксидами и основаниями. Продуктами каждой реакции являются соль и вода. Эти химические превращения были рассмотрены в предыдущих параграфах. Примеры соответствующих химических уравнений: U2O + 2НС1 = 2LiCI + Н2О; Са(ОН)2 + 2HNOg = Ca(NOg)2 + 2Н2О. Реакции с солями. Реакции кислот с солями относят к реакциям обмена- * Концентрированный раствор содержит значительно больЛ*^ кислоты, чем воды. 80 J все они возможны. Назовем случаи, когда эти реакции происходят (рис. 29). • Продукт реакции — соль или кислота — выпадает в осадок (это выясняем по таблице растворимости): ВаС1г + H2SO4 = BaSO^i + 2НС1; ЫагВЮз + 2HNO3 = 2NaN0a + HaSiOgi. • Кислота-Продукт является летучей, происходит от газообразного соединения или разлагается с образованием газа: 2KF (ТВ.) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HFT; СаСОз + 2НС1 = СаС1г + HgCOg. Н2О C02t (Сокращение «тв.» означает «твердое вещество», а «конц.» — «концентрированный раствор».) • Кислота, которая вступает в реакцию, является сильной, а кислота, которая образуется, — слабой. Примерами могут служить три последние реакции. Рис. 29. Реакции кислот с солями Термическое разложение оксигенсодержа-щих кислот. Оксигенсодержащие кислоты при нагревании, а карбонатная и сульфитная — в обычных условиях, разлагаются с образованием соответствующих кислотных оксидов и воды: H2SiOg = S1O2 + Н2О; Н280з'<± ЗОгТ-Ь Н2О. 81 Одним из продуктов разложения сульфат, ной кислоты при умеренном нагревании является сульфур(У1) оксид, а при сильно^ нагревании этот оксид сам начинает разлагаться: H2S04=S0at + НгОТ. SO^ \ Реакция термического разложения нитратной кислоты имеет свою особенность. Это соединение разлагается на три вещества ^ нитроген(1У) оксид, кислород и воду (оксид N2O5, соответствующий нитратной кислоте, весьма неустойчив): НШз4(К205) + Нг0. / \ NO^t ОзТ Схема 3. Химические свойства кислот ► Составьте схему последней реакции, записав в ней конечные продукты, и превратите ее в химическое уравнение. Изложенный материал обобщен в схеме 3. КИСЛОТЫ действуют на индикаторы 1 ^-----------V X разлагаются реагируют ) j нагревании (оксиген- содержащие) с металлами с основными оксидами Применение кислот. Наибольшее применение получили сульфатная, хлоридная, нитраТ' ная и ортофосфатная кислоты (табл. 4). получают на химических заводах в большой количестве. Наверное, в каждой семье в домашне^ хозяйстве есть уксус. Это — разбавленн водный раствор уксусной кислоты СН3СООП 82 I Таблица 4 Применение кислот 'S^oTa Область применения Производство других кислот, солей, удобрений, красителей, лекарств, очистка нефтепродуктов "^1 Производство солей, красок, лекарств Производство удобрений, взрывчатых веществ, красителей ■*НзР04 Производство удобрений, моютцих средств (Подготовьте рассказ о том, для чего используют уксус.) В быту, повседневной жизни применяются и другие кислоты. Лимонная кислота является пищевым продуктом и консервантом, аскорбиновая — витамином С. (Уксусная, лимонная и аскорбиновая кислоты — органические соединения.) Раствор борной кислоты применяют как дезинфицирующее средство, а раствор сульфатной кислоты заливают в аккумуляторы автомобилей. ВЫВОДЫ Кислоты — молекулярные вещества, растворимые в воде. Они изменяют окраску индикаторов, но не так, как щелочи. Кислоты взаимодействуют с большинством металлов с выделением водорода и образованием солей. Такие реакции называют реакциями замещения. Возможность их осуществления определяют с помощью ряда активности металлов. Кислоты реагируют с основными оксидами и основаниями с образованием солей и воды, а также с солями (продукты реакции — другие кислота и соль). Оксигенсодержащие кислоты разлагаются при нагревании. Кислоты находят широкое применение в различных сферах. 83 110. Назовите характерные физические свойства кислот. Чем они обусловлены? 111. Можно ли различить растворы кислоты и щелочи с помощью: а) лакмуса; б) фенолфталеина: в) универсального индикатора? Если да, то как именно? 112. Допишите схемы реакций и составьте химические уравнения; а) Mg + НВг ^ б) ЫгО + H2SO4 ^ ВаО + HNO3 Ре(0Н)2 + HNO3 -> NaOH + H2S ^ KsSiOs + Н3РО4 -> 113. Вместо точек напишите формулы кислот-реагентов, продуктов реакций и превратите схемы в химические уравнения: а) Fe + ... —> FeCl2 •••! б) А! + ... —> А12(504)з + ...: Li20 + ... —> 11зР04 + ...; Сг(0Н)2 + СгЗОл + КОН -к ... -> KNO3 + ...: AgNOa + ... ^ Agl + .... 114. Напишите уравнения реакций (если они возможны) между разбавленной сульфатной кислотой и такими веществами: а) цинк; г) барий гидроксид: б) серебро; д) фторидная кислота; в) карбон(1У) оксид: е) плюмбум(И) нитрат. 115. Для каждого превращения напишите по два химических уравнения: а) HCI CaCl2: б) H2S K2S; в) Н3РО4 Ваз(Р04)2- 116. Чтобы осуществить реакцию между натрий хлоридом и сульфатной кислотой, к твердой соли добавляют чистую кислоту и смесь нагревают. Объясните, почему не используют растворы этих соединений и для чего необходимо нагревание. 117. Какую массу сульфатной кислоты следует взять для нейтрализации 8 г натрий гидроксида? 118. В результате реакции достаточного количества хлориднои кислоты с 10 г смеси порошков серебра и цинка выделилось 0,7 л водорода (н. у.). Вычислите массовую долю серебра а смеси, 119. Во время разложения нитратной кислоты выделилось ^ смеси газов (н. у.). Определите массу кислоты, которая разло жилась. 84 и ЗКСПЕРИМЕНТИРУЕМ ДОМА Природные индикаторы Приготовление растворов окрашенных веществ, которые содержатся в растениях Надеемся, что вы внимательно прочитали первые страницы учебника и в начале сентября насушили немного окрашенных лепестков цветов и по несколько различных ягод. Приготовьте отвары каждого растения. Для этого возьмите тер-1уюст0йкую стеклянную или эмалированную посуду, поместите в нее высушенные лепестки цветов или ягоды, добавьте небольшое количество воды и прокипятите смесь в течение нескольких минут. После охлаждения каждую жидкость отфильтруйте. Приготовьте также небольшие порции соков свеклы, темного винограда, краснокочанной капусты. В чашку засыпьте 1/3 чайной ложки черного или зеленого чая и залейте кипятком. После охлаждения раствор отфильтруйте или слейте с чайного листа. Изучение действия различных веществ на приготовленные растворы В три стакана налейте по небольшой порции приготовленного отвара или сока растения. В один стакан добавьте немного раствора кальцинированной (или питьевой) соды^, в другой — раствора уксусной кислоты (столового уксуса), а третий оставьте для сравнения. Вместо соды можно взять нашатырный спирт, а вместо уксуса — раствор лимонной кислоты или сок лимона. Запишите в таблицу цвет растительных растворов в каждом стакане и выводы о том, какие из них являются природными индикаторами. Название приготов- ленного Рвствора Окраска приготовленного раствора без посторон- него вещества в присутствии соды (нашатырного спирта) в присутствии уксусной (лимонной) кислоты Вывод 1 t> о растворе соды образуется небольшое количество щелочи. 85 Обнаружение щелочей и кислот в некоторых жидкостях Используя природные индикаторы, исследуйте растворы сахара, соли, хозяйственного мыла, стирального порошка, а также сыво. ротку, слабо окрашенные фруктовые соки на наличие в них щелочей или кислот. Результаты эксперимента занесите в таблицу. Исследуемая жидкость Окраска природного индикатора в жидкости Вывод о наличии щелочи или кислоты в жидкости 13 Амфотерные оксиды и гидроксиды Материал параграфа поможет вам: > выяснить химический характер амфотерных оксидов и гидроксидов: > составлять формулы продуктов реакций амфотерных соединений с кислотами, основаниями, оксидами. Некоторые оксиды и гидроксиды металлических элементов в зависимости от того, с какими веществами они реагируют, проявляют основные или кислотные свойства. Способность соединения проявлять основные и кислот* ные свойства назьгаают амфотерностью^^ а само с®' единение — амфотерным. Приводим формулы важнейших амфотер' ных соединений: * Термин происходит от греческого слова amphoteros — и тот, другой. 86 Это интересно Дмфотерные гвдроксиды проявляют ббльшую хившческую активность, чем амфотерные оксиды. ZnO Zn(OH)a PbO Pb(OH)a SnO Sn(OH)a 0 гидроксиды А1(0Н)з СгаОз Сг(ОН)з FegOa Fe(0H)3 оксиды По физическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды, а амфотерные гидроксиды — на нерастворимые основания. Амфотерные соединения взаимодействуют с кислотами и щелочами, с кислотными и основными оксидами. Рассмотрим эти химические превращения подробнее. Цинк оксид реагирует с кислотой как основный оксид, а цинк гидроксид — как основание: ZnO 4- 2НС1 = ZnCla + НаО; Zn(OH)2 + 2НС1 = ZnClg + 2Н2О. Продукт реакции (ZnCl2), в которой амфотерное соединение проявило оснбвные свойства, содержит катионы металлического элемента (Zn^^). Если вместо кислоты взять щелочь, то цинк оксид будет вести себя как кислотный оксид, а цинк гидроксид — как кислота. Уравнение реакции цинк гидроксида с натрий гидроксидом: Zn(0H)2 + 2NaOH = Ыа22пОг + 2Н2О. Для того чтобы формула образующейся соли была вам понятной, изменим порядок записи элементов в формуле цинк гидроксида на общепринятый для кислот: HaZnOa + 2NaOH = NaaZnOa + 2Н2О. натрий динкат Эта соль является продуктом аналогичной реакции с участием цинк оксида: ZnO + 2NaOH = NegZnOa + НаО. В последних реакциях амфотерные соединения проявляют кислотные свойства, поэтому продукт каждой реакции (натрий цинкат NaaZnOa) содержит металлический элемент в составе аниона (ZnOf ). 87 ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 8 Реакции цинк гидроксида с сульфатной кислотой и натрий гидроксидом Предварительно получите небольшое количество циня гидроксида. Для этого налейте в пробирку немного раствору цинк сульфата (или цинк хлорида) и добавьте несколько капель раствора натрий гидроксида. Что происходит? Какое вещество выпало в осадок? Напишите уравнение реакции. Тщательно перемешайте содержимое пробирки и вылейте приблизительно половину раствора с осадком в другую пробщ). ку. Добавьте к одной порции смеси, которая содержит цинк гидроксид, немного раствора сульфатной кислоты, а к другой — раствора натрий гидроксида. Что наблюдаете? Какие свойства прюявил цинк гидроксид, прореагировав с кислотой, со щелочью? Если в реакции со щелочью принимает участие амфотерный оксид или гидроксид трехвалентного элемента, то возможны два варианта их взаимодействия. Рассмотрим реакции между алюминий оксидом и калий гидроксидом. Продуктом одной из реакций является соль, которая происходит от алюминий гидроксида А1(ОН);^ как кислоты (Н,^Оз). Формула соли — КзАЮд: AI2O3 + 6КОН = 2K3AIO3 + ЗН2О. (1) калий ортоалюминат Продукт другой реакции — соль более простого состава. Выведем ее формулу, сначала выяснив формулу соответствующей окисло-ты» (на самом деле — амфотерного соединения). Для этого сложим вместе все атомы ® формулах алюминий оксида и воды и в полУ' ченной формуле уменьшим индексы вдвое* AI3O3 Н2О \ [H2AI2OJ => HAlOg. Теперь заменим в формуле кислоты симв*^ Гидрогена на символ Калия; 88 Зго интересно ^^^минаты Кальция являются составными 11ВСТЯМИ цемента. HAlOg => KAIO2. Соответствующее химическое уравнение: AI2O3 + 2КОН = 2KAIO2 + Н2О. (2) калий метаалюминат Сопоставив коэффициенты перед формулами реагентов в уравнениях (1) и (2), увидим, что ортоалюминат образуется при добавлении к алюминий оксиду втрое большего количества щелочи. Такие же соли получаются в результате аналогичных реакций с участием алюминий гидроксида: А1(ОН)з + ЗКОН - K3AIO3 + ЗН2О; А1(ОН)з + КОН = KAIO2 + 2Н2О. На рисунке 30 показан результат опыта, который подтверждает амфотерность хром(Ш) гидроксида Сг(ОН)з. Рис. 30. Результат взаимодействия xpOM(lll) гидроксида: а — с хлоридной кислотой; б—с раствором натрий гидроксида ► Составьте уравнение реакций хром(Ш) гидроксида с хлоридной кислотой и натрий гидроксидом. Амфотерные соединения взаимодействуют (большей частью, при нагревании) с основными и кислотными оксидами с образованием солей: AI2O3 + ЗЫагО = ЗЫадАЮз; 2А1(ОН)з + NagO - ЗНаАЮд + ЗНгО; ZnO + SiOa == ZnSiOg. При нагревании амфотерные гидроксиды, как и нерастворимые основания, разлагаются на соответствующие оксиды и воду: 89 Схема 4. Химические свойства амфотерных соединений Zn(OH)2 - ZnO + Н2О. ► Напишите уравнение реакции термического разложения алюминий гидроксида. Изложенный материал обобщен в схеме 4. Некоторые оксиды и гидроксиды металлических элементов проявляют как оснбвные, так и кислотные свойства. Их называют амфотерными соединениями. По физическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды, а амфотерные гидроксиды — на нерастворимые основания. Амфотерные соединения взаимодействуют с кислотами и щелочами, с кислотными и оснбв-ными оксидами с образованием солей. Амфотер* ные гидроксиды разлагаются при нагревании. 120. Какие соединения называют амфотерными? Назовите несколько амфотерных оксидов и гидроксидов. 121. Допишите схемы реакций и составьте химические уравнения: а) Zn(0H)2 + HNO3 б) Ре(0Н)з + H2SO4 -> SnO + NaOH -> AI2O3 + CaO Л Pb(OH). Г Сг(ОН)з 90 j,22- можно распознать белые порошки гидроксидов Магния и Цинка, используя различия в их химических свойствах? ^23. Амфотерный гидроксид имеет относительную формульную массу 103. Что это за соединение? j24. Какая масса феррум(111) оксида содержит столько ионов, сколько молекул содержится в 11 г Kap6oH(IV) оксида? j^25. Во время разложения 39 г алюминий гидроксида образовалось 20 г алюминий оксида. Полностью ли разложилось соединение? Свойства и применение солей Материал параграфа поможет вам: У выяснить физические свойства солей; усвоить химические свойства солей; прогнозировать возможность реакции соли с металлом; выяснить сферы применения солей. 31. Осадок ”^*омбум(||) **^Дида в ?'’|®^енном > > Физические свойства солей. Соли, как и другие ионные соединения, при обычных условиях являются кристаллическими веществами. Они обычно имеют высокие температуры плавления: NaCl 801 °С; K2SO4 1069 °С; Са8Юз 1544 °С. Часть солей растворяется в воде, некоторые являются малорастворимыми (рис. 31), а остальные — нерастворимые. Соответствующая информация помещена в таблице растворимости (форзац 2). Образование растворов солей часто сопро-вои<дается тепловыми эффектами. Например, при растворении натрий карбоната выделяется небольшое количество теплоты и раствор не- 91 много нагревается. А во время приготовления раствора натрий нитрата можно зафиксировать незначительное понижение температуры. Рис. 32. Реакция между раствором плюмбум(П) нитрата и цинком Лишь одна соль — натрий хлорид — имеет соленый вкус. Многие другие растворимые соли горькие, а соли Плюмбума и Бериллия сладкие, но чрезвычайно ядовитые. Опреде. ляя вкус различных солей, некоторые алхимики, вероятно, поплатились за это жизнью. Соли по-разному влияют на растения, животных, человека. Среди них есть соединения, которые содержат необходимые для растений элементы; их применяют в качестве удобрений. А поваренную соль мы ежедневно употребляем вместе с пищей, чтобы пополнить ее запасы в организме (это соединение постоянно выводится из организма вместе с потом и мочой). Химические свойства солей. Соли вступают в разнообразные реакции с простыми и сложными веществами. Реакции с металлами. Соль в водном растворе может реагировать с металлом с образованием новой соли и другого металла (рис. 32). Часто говорят, что один металл «вытесняет» другой из раствора соли. Реакция происходит, если металл-реагент активнее, чем металл-продукт, т. е. находится в ряду активности слева от него (форзац 2): РЬ(ЫОз)2 + Zn = Zn(N03)a + Pb. ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 9 Реакция между раствором купрум(П) сульфата и железом в пробирку осторожно поместите чистый железный гвоздь налейте немного раствора купрум(П) сульфата. Что происхоД!^'^ на поверхности металла? Изменяется ли со временем раствора? 92 (^ставьте уравнение реакции. Примите во внимание, что одвим из ее продуктов является соединение Феррума(11). Изучая основания и кислоты, вы узнали о реакциях этих соединений с солями. Кроме того, соли также могут взаимодействовать друг с другом. Все упомянутые реакции относят к реакциям обмена. Реакции со щелочами. Реакция между солью и щелочью происходит лишь в растворе (нерастворимые соли со щелочами не взаимодействуют). Она возможна, если один из ее продуктов — основание или соль — выпадает в осадок (рис. 33): MnCla + 2NaOH = Мп(0Н)г-1- + 2NaCl; K2SO4 + Ва(ОН)г = 2КОН + BaS044-. Для прогнозирования возможности таких реакций используют таблицу растворимости (форзац 2). рис. 33. Реакция между манган(М) хлоридом и натрий гидроксидом ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 10 Реакция между купрум(П) сульфатом и натрий гидроксидом в растворе Налейте в пробирку немного раствора купрум(П) сульфата (какого он цвета?) и добавьте к нему при перемешивании несколько капель раствора натрий гидроксида. Что наблюдаете? Какое соединение осаждается? Если к раствору купрум(П) сульфата добавить столько Раствора щелочи, сколько необходимо для полного превращения соли в купрум(П) гидроксид, то после отстаивания над ^садком увидим бесцветный раствор. Он будет содержать лишь ®йтрий сульфат (ионы Na* и SO4 ), ^^^оставьте уравнение реакции. Реакции с кислотами. Соль (как растворимая, так и нерастворимая) может взаимодействовать с кислотой с образованием новой соли и новой кислоты. Такие реакции часто сопровождаются выделением осадка (рис. 34) или газа 93 CuS04 + HaS = CuS-l- + H2SO4; FeS + H2SO4 = HaSt + FeSO^, HO иногда остаются незаметными: NaF + HNO3 = HF + NaNOg. Случаи, в которых реакция между солью кислотой возможна, указаны в § 12 (с. 81). Рис. 34. Реакция между купрум(И) сульфатом и сульфидной кислотой ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 11 Реакция между раствором натрий карбоната и сульфатной кислотой Налейте в пробирку немного раствора натрий карбоната и добавьте такой же объем разбавленного раствора сульфатной кислоты. Что наблюдаете? Какой газ выделяется? Почему он образуется? Составьте уравнение проведенной реакции обмена, указав в нем разложение одного из прюдуктов. Рис. 35. Реакция между плюмбум(Н) нитратом и калий иодидом Реакции с другими солями. Взаимодействие между двумя солями происходит лишь в растворе (реагенты должна быть растворимыми в воде) с образованием двух новых солей. Реакция возмо5К' на, если один из ее продуктов выпадает я осадок (рис. 35), т. е. является нерастворимым или малорастворимым соединением. Примеры реакций между двумя солями: AgNOa -Ь NaCI - AgCli -Ь NaNOg; SBaCla + 2К3РО4 - Ваз(Р04)2>1 + бКСЬ 94 ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 12 Реакция между натрий карбонатом и кальций хлоридом в растворе Далейте в пробирку немного раствора натрий карбоната и добавьте к нему несколько капель раствора кальций хлорида, q-ro наблюдаете? (Доставьте уравнение реакции. Термическое разложение солей. Оксиген-содержащие соли, образованные газообразными, летучими или неустойчивыми оксидами, при нагревании разлагаются. Продуктами этих реакций, как правило, являются два соответствующих оксида: CaS03 = Ca0 + S02t. Нитраты, как и нитратная кислота, происходят от нитроген(У) оксида N2O5. Однако при нагревании нитратов этот оксид не образуется, поскольку он термически неустойчив: А1(Шз)з 4 AI2O3 +^20^'. ЫОзТ ОзТ Соли щелочных элементов либо не разлагаются (карбонаты, сульфаты), либо их разложение происходит своеобразно. Некоторые из таких реакций используют в лаборатории для получения кислорода: 2NaN03 = 2NaN02 + OjT; 2KCIO3 = 2КС1 + ЗОзТ; 2KMnO, = К2МПО4 + МпОз + Ojt. Изложенный материал обобщен в схеме 5. Применение солей. Многие соли применяются на практике. Натрий хлорид является сырьем для промышленного получения хлора. ‘Так Разлагаются нитраты металлических элементов от Магния до включительно (см. ряд активности металлов). 95 реагируют ) СОЛИ 1 с металлами разлагаются при нагревании^ (оксигенсодержагдие) со щелочами (в растворах) с кислотами с другими сояямиЛ (в растворах) ) Схема 5. Химические свойства солей Рис. 36. Продукция завода минеральных удобрений хлоридной кислоты, натрии гидроксида, соды. Это соединение незаменимо для приготовления пищи, консервирования. Хлорид, сульфат, нитрат Калия, фосфаты Кальция, некоторые другие соли применяют в качестве минеральных удобрений (рис. 36). Кальций карбонат в виде камня известняка используют в строительстве, а на заводах из него производят известь. На основе искусственно пол>^ген-ной соли изготовляют зубную пасту. В школе пишут на доске мелом, а это — также кальций карбонат. Кальций сульфат (гипс) применяют в строительстве п медицине. Простым средством для мытья и чистки посуды, предметов домашнего обихода, смягчения воды перед стиркой является кальцинированная сода, или натрий карбонат. Кальцинированную соду вместе с мелом или известняком используют в производстве стекла. ВЫВОДЫ Соли — ионные вещества. Они имеют высоки^ температуры плавления, различную раствор»** мость в воде. Соли взаимодействуют с металлами с обра^®* ванием другой соли и другого металла. Так»*^ реакции происходят, если металл-реагент активный, чем металл-продукт (это определя с помощью рада активности металлов). Соли вступают в реакции обмена со ми, кислотами, другими солями. Некотор 96 оксигенсодержащие соли при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды. Многие соли используются на практике. 126. Охарактеризуйте физические свойства солей. Приведите примеры солей, растворимых, малорастворимых и нерастворимых в воде. 127. Допишите схемы реакций и составьте химические уравнения: а) HgS04 + Mg 6) Pb(N03>2 + H2SO4 -> ЗгЗОз + НВг —> К3РО4 + CaCl2 —^ crso^ + КОН Mgsoj 4 128. Вместо точек напишите формулы солей и превратите схемы реакций в химические уравнения: а) ... + ЬАг\-> ... + Си; ... + HI-^...i + HN03; ... + H2SO4 ... + СОзТ + Н2О: б) ... + Ва(0Н)2 ^ Ре{ОН>24' + РЬ(Ы0з)2 + ... ^ РЬСОз4 + ...; ...-^ZnO-f-NOjt+ 02t. 129. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить такие превращения: а) K2SO4 -> КС1 -> KNO3; б) AICI3 ^ AIPO4 ^ А12(504)з -> А1{Н0з)з; в) ZnCl2 —^ ZnC03 —> ZnO —> Zn(N03)2 —^ Zn(OH)2 —^ K2Zn02* ^30. Напишите уравнения реакций (если они происходят) между такими соединениями: а) калий силикатом и нитратной кислотой; б) натрий сульфатом и магний нитратом; в) купрум(П) хлоридом и барий сульфатом; г) хром{111) сульфатом и натрий гидроксидом: д) калий сульфидом и меркурий(П) нитратом. Какую максимальную массу феррум(111) фторида можно получить из 4,84 г феррум(Ш) нитрата? Как бы вы осуществили такой эксперимент? ' Хватит ли 13 г цинкового порошка для полного превращения 33,1 г плюмбум(И) нитрата в свинец? После погружения железной пластинки в раствор купрум(П) суль-Фвта ее масса увеличилась на 0,8 г. Вычислите массу меди, кото- ^Хи «Кия, 8 Кл. 97 рая выделилась на пластинке. Примите во внимание, что в результате реакции образуется растворимая соль — феррум(М) сульфат. 134. После нагревания 28,7 г смеси нитратов Натрия и Калия получили 3,36 л кислорода (н. у.). Какие массы солей содержала исходная смесь? для ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ Кислые соли Вы знаете, что при реакции кислоты со щелочью атомы Гидрогена каждой молекулы кислоты «заменяются- атомами (точнее — ионами) металлического элемента: H2SO4 + 2NaOH = N32804 + 2Н2О; Н3РО4 + ЗКОН = К3РО4 + ЗН2О. А возможна ли замена только части атомов Гидрогена в молекуле многоосновной кислоты? Да. В результате соответствующих реакций образуются так называемые кислые соли: H2SO4 + NaOH = NaHS04 + HjO; Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О; Н3РО4 + 2К0Н = К2НРО4 + 2Н2О. Кислые соли Са(НС0з)2 и Mg(HC03)2 содержатся в растворенном состоянии в пресной воде. При ее кипячении эти соединения разлагаются Са(НСОз)з = СаСОз! + COjt + HjO; МЙНСОз)г = MgC034. + COjt + HjO и на стенках сосуда образуется накипь — смесь карбонатов СаСОз и MgCOg. Кислые соли Кальция и ортофосфатной кислоты СаНР04 и Са(Н2Р04)2 составляют основу фосфорных удобрений — преципитата и суперфосфата соответственно. Кислая соль Натрия и карбонатной кислоты НаНСОз известна каждой домохозяйке, это — питьевая (пищевая) сода (рис. 37). Рис. 37. Две соды: а — кальцинированная (ЫЗгСОз); б — питьевая, или пищевая (ЫаНСОз) 98 ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 1 Изучение свойств важнейших классов неорганических соединений ВАРИАНТ I Изучение химических свойств хлоридной кислоты ОПЫТ 1 Действие хлоридной кислоты на индикатор с помощью пипетки или стеклянной палочки нанесите каплю разбавленной хлоридной кислоты на полоску универсальной индикаторной бумаги. Как изменяется ее окраска? ОПЫТ 2 Реакция хлоридной кислоты с металлом В пробирку осторожно поместите гранулу цинка и долейте 1 мл разбавленной хлоридной кислоты. Содержимое пробирки можно немного подогреть. Что наблюдаете? ОПЫТЗ Реакция хлоридной кислоты с основным (амфотерным) оксидом В пробирку насыпьте немного кальций оксида (феррум(1П) оксида) и долейте 1 мл разбавленной хлоридной кислоты. (Для ускорения реакции пробирку с амфотерным оксидом и кислотой можно нагреть, но не до кипения раствора.) Какие изменения происходят с веществами? ОПЫТ 4 Реакция хлоридной кислоты со щелочью^ Налейте в пробирку 1 мл разбавленной хлоридной кислоты и добавьте 1—2 капли раствора фенолфталеина. Добавляйте к *^Нслоте по каплям при перемешивании раствор натрий гидрок-^Нда до появления малиновой окраски. На что она указывает? Для опыта вместо щелочи можно взять нерастворимое основание ^фотерный гидроксид (их необходимо получить, осуществив соответствующей соли со щелочью). В этом случае к гидрок-У Добавляют кислоту, а индикатор не нужен. 99 опыт 5 Реакция хлоридной кислоты с солью Налейте в пробирку 1 мл раствора натрий карбоната* и добавьте 1—2 мл разбавленной хлоридной кислоты. Что наблюдаете? ВАРИАНТ II Изучение свойств никель(И) сульфата ОПЫТ 1 Изучение физических свойств никель(И) сульфата Внимательно рассмотрите выданное вам твердое вещество и опишите его. Укажите характер частиц соединения (кристаллики, порошок, кусочки произвольной формы). Выясните, растворяется ли никель(11) сульфат в воде. Для этого в небольшой стакан с водой насьшьте приблизительно 1 /4 чайной ложки вещества и перемешайте смесь стеклянной палочкой. 1Саков результат опыта? Согласуется ли он с данными, приведенными в таблице растворимости? Полученный раствор соли разлейте по четырем пробиркам. ОПЫТ 2 Реакция никель(И) сульфата с металлом В пробирку с раствором никель(П) сульфата поместите гранулу цинка. Нагревайте содержимое пробирки в течение 1— 2 мин., но не до кипения. Изменяется ли поверхность металла, цвет раствора? ОПЫТЗ Реакция никель(И) сульфата со щелочью В другую пробирку с раствором никель(П) сульфата добавьте такой же объем раствора щелочи. Какие изменения происходят? ОПЫТ 4 Реакции никель(П) сульфата с другими солями В одну из двух оставшихся пробирок с раствором никель(П) сульфата добавьте раствор натрий карбоната, а в другую ^ раствор барий хлорида. Что наблюдаете? * ^от раствор можно заменить раствором натрий силиката. 100 I ро время выполнения каждого опыта записывайте в приве-ниже таблицу свои действия, наблюдения (фиксируйте ^разевание раствора, осадка, выделение газа, наличие или ^^^^^ствие запаха, изменение или появление окраски и т. п.). росле завершения опыта запишите в таблицу выводы и соот-^р^^^ующие химические уравнения. Последовательность действий Наблюдения Вывод Опыт L ... (название) • 9* ••• 999 Уравнение реакции: 135. Произойдет ли реакция в опыте 2, если вместо цинка взять: а) магний: б) серебро? Ответы обоснуйте. 136. Произойдет ли реакция в опыте 5 (вариант I) или опыте 4 (вариант II), если натрий карбонат заменить: а) кальций карбонатом; б) натрий нитратом? Ответы обоснуйте. 137. Реакции каких типов вы осуществили, выполняя практическую работу? 15 Способы получения оксидов Материал параграфа поможет вам: > выяснить возможности получения оксидов различными способами: > понять требования, предъявляемые к промышленным методам получения веществ. Известны несколько способов получения оксидов. Некоторые из них основаны на реак- 101 Эго интересно С кислородом не реагируют золото, платина, инертные газы и галогены. Рис. 38. Термическое разложение купрум{11) гидроксида циях прос’тых или сложных веществ с кисло, родом, другие — на термическом разложеии|1 оксигенсодержащих соединений. Реакции простых веществ с кислородом. ^ такую реакцию (как правило, при нагрева, нии) вступают почти все металлы и неметад, лы. В 7 классе вы наблюдали за тем, как горят на воздухе или в кислороде сера, углерод, магний, фосфор. ► Напишите уравнения реакций горения серы и магния. Другие примеры аналогичных реакций; Si + Ог = SiOj; 2W + ЗОи = 2WO3. Реакции сложных веществ с кислородом. Большинство бинарных соединений элемен* тов с Гидрогеном горят в кислороде или на воздухе. Продуктами этих реакций являются оксиды и вода: СН4 + 20з -- СОз + 2НгО; 2HjS + ЗО2 = 280г + ЗН^О. С кислородом взаимодействуют также сульфиды металлических элементов (они содержатся в полиметаллических рудах): 2ZnS + ЗО2 = 2ZnO + 2SO2. И Такие реакции используют в цветной металлургии; из образующихся оксидов металлических элементов получакУГ медь, цинк, кадмий и др. Термическое рааложение гидроксидо»* Основания, оксигенсодержащие кислоть* и амфотерные гидроксиды являются термине ски неустойчивыми соединениями (исклю**^ ние составляют гидроксиды щелочных эД®* ментов). При нагревании они разлагаются соответствующие оксиды (рис. 38): 102 i Рис. 39. "^рмическое разложение nawMeyMill) нитрата Си(ОН)г = СиО + НгОТ; H2SO4 = SOgT + Н2ОТ. ► Напишите уравнение реакции разложения феррум(1П)гидроксида. Термическое разложение оксигенсодержа-пхих солей. Соли, образованные газообразными кислотными оксидами (SOg, СО2), при нагревании разлагаются на оксиды: ZnCOa = ZnO + C02t. Если оксид термически неустойчив, то вместо него образуются продукты его разложения (рис. 39): РЬ(КОз)2 Л РЮ + (N2O5); NOjT 02t Ag2C03 Л (Ag20) + СОг'Г. Ag ОгТ Оксигенсодержащие соли Натрия и Калия при нагревании либо не разлагаются, либо разлагаются, но не на оксиды (§14). Соли, образованные нелетучими кислотными оксидами (например, SiO^, Р2О5) или амфотерными оксидами (как кислотными), устойчивы к нагреванию. Примеры таких солей: CaSiOg, Zn3(P04)2, Mg(B02)2* Cu(A102)2» BaZn02. Если элемент образует два или больше оксидов, TD один оксид нередко удается превратить в другой с помощью нагревания 4СиО = гси^о + ОгТ ИЛИ осуществив его реакцию с кислородом 2С0 + 02 = 2С0г. Изложенный материал обобщает схема 6. 103 Схема 6. Получение оксидов Получение оксидов в промышленности. Из материала § 9 вы узнали о применении некоторых оксидов. Их получают на химических заводах. В отличие от лабораторных способов получения различных соединений промышленная технология предусматривает использование реагентов в больших количествах и предъявляет такие требования: 1. Исходные вещества должны быть доступными и дешевыми. Лучше всего использовать природное сырье. 2. Энергозатраты при подготовке и осуществлении химических реакций должны быть минимальными. Рассмотрим, как получают негашеную известь, или кальций оксид. Суть единственного промышленного способа, который используют не одно столетие, заключается в разложении известняка СаСОд при температуре 900 °С. Природных залежей известняка очень много; это доступное и дешевое вещество. Температура, при которой разлагается известняк, не очень высока для промышленности (например, ^ металлургии создают температуру 1500 и выше). При более слабом нагревании разложение известняка замедляется или прекращается* Почему для производства кальций оксиД® не используют другие реакции? Например» взаимодействие кальция с кислородом: 2Са + Og = 2СаО? Потому что кальция нет в приР^ де, а получать этот металл очень слоЖР®* Известно, что кальций оксид образуется 104 термическом разложении гипсаЧ Гипс, хоть и встречается в природе, дороже известняка, а температура его разложения намного выше 900°С. Разлагать же кальций гидроксид (гашеную известь) с целью получения негашеной извести (Са(ОН)2 “ СаО + HgOt) нецелесообразно, поскольку гашеную известь как раз производят из негашеной. ВЫВОДЫ Оксиды получают с помощью реакций простых и некоторых сложных веществ с кислородом, а также термическим разложением гидроксидов и оксигенсодержя1цих солей. Промышленные методы получения оксидов, как и других соединений, предусматривают использование доступных и дешевых веществ при минимально возможных энергозатратах. 138. Предложите как можно больше способов получения: а) сили-ций(1У) оксида; б) алюминий оксида. Напишите уравнения соответствующих реакций. 139. Укажите формулы соединений, которые разлагаются при нагревании: HgSiOg, CUSO4. Ре{Р0з)з, NaOH, MgCOg, Pb(0H)2, Н3ВО3. Напишите соответствующие химические уравнения. 140. Допишите схемы реакций разложения и превратите их в химические уравнения: в) ,,, —> р02Оз + Н2О; б) ... —> N2O3 + Н2О; ... МпО + Н2О; ... -> Т\02 + Н2О. На химических заводах сульфатную кислоту получают, осуществляя реакцию сульфур(1У) оксида с кислородом, в результате которой образуется сульфур(У1) оксид, а затем — реакцию этого оксида с водой. Какой из приведенных ниже методов получе-ния сульфур(1\/) оксида можно использовать в промышленности: сравнение реакции: 2(CaS04 • 2Н2О) = 2СаО + 280гТ + Ogt + 4H20t. 105 t 1) термическое разложение сульфур(У1) оксида: 2SO3 = 2SO2 + Ov 2) сжигание серы: 5 + 02 = ^^2» 3) термическое разложение соли Аргентума: 2А&80з = 4Ag + Ojt + 2S02t; 4) Обжиг на воздухе сульфидных минералов (полиметаллических руд): 2ZnS + ЗО2 = 2ZnO + 2S02t. Выбор метода обоснуйте. 142. Вычислите объемы оксидов Карбона(1У) и Сульфура(1У) (в пересчете на нормальные условия), которые образуются при сгорании 19 г карбон(1\/) сульфида в избытке кислорода. 143. После прокаливания 2,32 г магний гидроксида масса твердого остатка составила 1,60 г. Полностью ли разложилось соединение? 144. Определите относительную плотность по воздуху газовой смеси, киюрая образуется при нагрсва1жи цинк нитрата. 145. В результате сжигания 8 г смеси серы и углерода образовалось 26 г смеси сернистого и углекислого газов. Вычислите массовые доли простых веществ в смеси. Г 16 Способы получения оснований и амфотерных гидроксидов Материал параграфа поможет вам: > выяснить возможности получения щелочей и нерастворимых оснований различными способами; > выбирать реагенты для получения амфотерного гидроксида. Щелочи можно получать тремя способам**’ а нерастворимые основания — только одни*^* Получение щелочей. Один из способов поЛ> чения щелочей основан на реакции металл^ водой (рис. 40). Кроме щелочи, образует^^ водород: 106 рис. 40. реакция натрия сводой (добавлен фенолфталеин) 2Na + 2НгО= 2NaOH + Hjt; Са + 2Н2О = Са(ОН>2 + Hjt. Второй способ получения щелочей — взаимодействие основного оксида с водой: NagO + Н,0 = 2NaOH. Таким способом получают гашеную известь на заводах и непосредственно перед использованием этого вещества для строительных работ, побелки стволов деревьев: СаО + Н2О = Са(ОН)г. Щелочь можно получить и с помощью реакции обмена между растворимой солью и дру гой щелочью (в растворе). Исходные соединения подбирают так, чтобы образовалась нерастворимая соль: NaaSO^ + Ва(ОН)г = BaSO^i + 2NaOH. Гкдроксиды Натрия и Налия производят в промышленности действием постоянного электри-чесного тока на водные растворы хлоридов: 2MCI + 2НгО 2М0Н + Н^Т + C/^t. (М — Л/а, К) Этот процесс называют электролизом. Получение нерастворимых оснований. Нерастворимое основание можно получить только с помощью реакции обмена между солью и щелочью в растворе. Поскольку основание будет выпадать в осадок, то образующаяся соль должна быть растворимой в воде (два нерастворимых соединения разделить невозможно): NiClz + 2NaOH = Ni(0H)2i + 2NaCl; 2В1(КОз)з + ЗВа(ОН)2 = 2В1(ОН)з4- + 3Ba(NO.,)2. Малорастворимый магний гидроксид может быть не только продуктом реакции обмена. Это соединение, как и щелочи, образуется при взаимодействии металла или оксида с водой. Прав- 107 да, эти реакции происходят медленно, а пер. вая — только при нагревании: Mg + 2Н2О = Mg(0H)2 + H^T; MgO + H2O = Mg(0H)2. Изложенное обобщает схема 7. Схема 7. Получение оснований Получение амфотерных гидроксидов. Ввиду того что амфотерный гидроксид проявляет свойства основания и кислоты, его можно получить с помощью реакций обмена и как основание ZnSO^ + 2NaOH = Zn(OH)2-l + N82804, И как кислоту Na2Zn02 + H2SO4 = H2Zn02'i' + N82804. Эти превращения происходят потому, что все амфотерные гидроксиды нерастворимы в воде. Щелочь или кислоту нельзя брать в избытке, поскольку амфотерный гидроксид реагирует с обоими соединениями. Например, пр^ взаимодействии натрий цинката с избытком сульфатной кислоты вместо цинк гидроксид^ образуется цинк сульфат: Na2Zn02 + 2H2SO4 (изб.) = = ZnS04 + N82804 + 2Н2О. ► Напишите уравнение реакции цинк су^^' фата с натрий избытке. гидроксидом, взятым 108 Некоторые амфотерные гидроксиды можно получить реакцией обмена мемщу двумя солями в растворе, если одна из солей — продуктов реакции — разлагается водой (такие сведения имеются в таблице растворимости): 2А1С1з + ЗК2СО3 = А#2(С0ф + вКС/; /г0 = 2Л/(0Н^+. >«5fCQaij + 6Н; ЗН2СО3; 2AICI3 + ЗК2СО3 + 6Н2О = = 2А1(0Н)з1 + 6KCI + ЗН2СО3. ^ Ч. ЗНзО ЗСОгТ ВЫВОДЫ Щелочи получают взаимодействием соответствующих металлов или оксидов с водой. Обпщй метод получения растворимых и нерастворимых оснований, а также амфотерных гидроксидов основан на реакции обмена между щелочью и солью в растворе. Амфотерные гидроксиды, кроме того, получают взаимодействием соответствующих солей с кислотами. 146. Предложите как можно больше способов получения: а) барий гидроксида: б) манган(П) гидроксида; в) хром(111) гидроксида. Напишите соответствующие химические уравнения. 147. Допишите схемы реакций и превратите их в химические уравнения: а) Li + ... LiOH + ...; SrO + ... Sr(0H)2: б) Ре2(304)з + ... —> Ре(ОН)з + ...; BaZn02 + HNO3 Zn(0H)2 + .... ^48. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить такие превращения: а) К2СО3 -» КОН; б) CdS ^ CdO Cd(N03)2 ^ Cd(0H)2: в) А1 А!гОз AICI3 -> А1(ОН)з. ^49. В химическом кабинете имеются гидроксиды Калия и Бария, а также соли Кальция — карбонат и хлорид. Какие соединения 109 можно использовать для получения кальций гидроксида? Как провести соответствующие эксперименты? 150. Вам поручено задание — получить с’аннум(И) гидроксид двумя способами, исходя из станнум(П) оксида. Какие реактивы необходимы для этого? Примите во внимание то, что соединения Станнума(И) по растворимости сходны с соединениями Цинка. Напишите уравнения соответствующих реакций. 151. Какая масса барий гидроксида образуется при взаимодей ствии 15,3 г барий оксида с водой? 152. Может ли образоваться 10 г натрий гидроксида, если для осу ществления реакции взято 6.9 г натрия и 3.6 г воды? Ответ дайте на основании вычислений. 17 Способы получения кислот Материал параграфа поможет вам: > выбирать способы получения кислоты в зависи мости от ее состава и свойств; > определять условия, при которых можно осуще стеить реакцию обмена с образованием кислоты. Прежде чем выбрать способ получения кислоты, нужно выяснить, безоксигеновой или оксигенсодержащей она является, а также " сильной или слабой, летучей или нелетучей, растворимой или нерастворимой в воде. > Какие кислоты называют безоксигеновыми, оксигенсодержащими? Приведите примеры сильных, слабых, летучих, нелетучих кислот. (При необходимости г>братитесь и §7и12.) 110 Реакция между водородом и неметаллом* Это способ получения безоксигеновых кислот- Но + С1, = 2НС1. i продукты таких реакций — хлороводород, сероводород, другие газообразные соединения неметаллических элементов VI или VII группы с Гидрогеном — растворяют в воде и получают кислоты. На взаимодействии хлора с водородом основано промышленное производство хлоридной кислоты. Реакция между кислотным оксидом и водой. Такую реакцию используют для получения оксигенсодержащих кислот' SO3 + Н2О = H2SO4; Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4. ,1. Первая реакция происходит на завершающей сгддии производства сульфатной кислоты. Осуществлять аналогичную реакцию между оксидом /V2O5 и водой для промышленного получения нитратной кислоты нецелесообразно, так как этот оксид неустойчив. Исходным веществом служит нитроген(1\/) оксид: 4NO2 + О2 + 2Н2О = 4HNO3. Реакция между солью и кислотой. На этой реакции основан общий способ получения кислот — и безоксигеновых, и оксигенсодержащих. Продуктами являются другие соль и кислота. Такую реакцию обмена можно осуществить с использованием растворов соли и кислоты, если удовлетворяется одно из двух условий: • продукт реакции — новая соль или новая кислота — нерастворим в воде (это определяем по таблице растворимости): ВаС1г + H2SO4 = BaSO^i + 2НС1; NajSiOg + 2HNO3 = 2NaN03 + HjSiOgi; • кислота, которую нужно получить, является слабой, а кислота, которая вступает в Силиций(1У ) ОКСИД с водой не взаимодействует. 111 реакцию, — сильной (соответствующая информация помещена в § 7): K2S + 2НС1 - 2КС1 + HgS. Для получения сильной и летучей кислоты (в том числе и безоксигеновой) реакцию проводят не в растворе, а между твердой солью и нелетучей кислотой. Взаимодействию веществ способствуе'г нагревание: 2NaNOs (ТВ.) + (конц.)=NajSO^ + 2HN03T. УПРАЖНЕНИЕ. Можно ли получить хлоридную кислоту с помощью реакции между калий хлоридом и сульфатной кисло-той? Если да, то в каких условиях? Решение Продуктами реакции должны быть новые соль и кислота: КС1 + H2SO4 -> K2SO4 + HCL По таблице растворимости определяем, что все соединения растворимы в воде. Сульфатная и хлоридная кислоты — сильные, но отличаются по физическим свойствам: первая — нелетучая, а вторая — летучая (это водный раствор газа хлороводорода). Реакцию можно осуществить только в отсутствие воды. Тогда хлороводород будет выделяться из реакционной смеси. Итак, для получения хлороводорода и хлоридной кислоты нужно ваять твердый калий хлорид и чистую сульфатную кислоту или ее концентрированный раствор. Чтобы ускорить взаимодействие твердого и жидкого веществ, необходимо нагревание (в растворе реакции обмена происходят мгновенно). Запишем соответствующее химическое уравнение, указав условия осуществления реакции (рис. 41): 2КС1 (ТВ.) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HClt. Рис. 41. Получение хлороводорода и хлоридной киолоты ш ^ема 8. получение кислот Изложенное обобщено в схеме 8. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ КИСЛОТ безоксигеновых оксигенсодержащих реакция неметалла с водородом реакция кислоты с солью реакция кислотного оксида с водой ВЫВОДЫ Безокснгеновые кислоты получают с помощью реакций водорода с неметаллами с после-ДУЮ1ЦИМ растворением продуктов в воде. Оксигенсодержащие кислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой. 061ЦИЙ метод получения кислот основан на реакции обмена между солью и кислотой. 153. Предложите по два способа получения фторидной и ортофосфатной кислот. Напишите соответствующие химические уравнения. 154. Допишите схемы реакций и превратите их в химические уравнения: а) CI2O7 + Н2О -> б) NaN02 + Н3РО4 -> H2SO4 -t- РЬ(Ы0з>2 -> НВг + К2СО3 155. Заполните пропуски формулами соединений и превратите схемы в химические уравнения, указав условия, при которых взаимодействуют вещества: а) K2SO3 + ... —> ... + SO2 + Н2О: СаОз + ••• HCI + ... j б) Ва(Ы0з)2 •*. —^ HNO3 + ...N328103 + ... —^ H2S1O3 + .... 156. Какую оксигенсодержащую кислоту нельзя получить из соответствующего оксида и воды? Какую массу натрий нитрата необходимо взять для получения 50,4 г нитратной кислоты? ^8- Вычислите количество вещества ортофосфатной кислоты, которая образуется при взаимодействии 14,2 г фосфор(\/) оксида с достаточным количеством воды. ИЗ 18 Способы получения солей Материал параграфа поможет вам: > усвоить важнейшие способы получения солей; > выбирать реакции для получения соли и условия, необходимые для их осуществления. Соли можно получать значительно большим количеством способов, чем оксиды, основания или кислоты. Три способа получения солей предполагают проведение химических реакций с участием металлов. Способ 1: металл + неметалл -> соль. Этим способом можно получать безоксиге-новые соли: 2Li + S = Li2S. > Какие неметаллические элементы образуют соли этого типа? В каких группах периодической системы они находятся? Способ 2: металл + кислота (раствор) соль+ + водород. в такие реакции вступают сульфатная (в разбавленном растворе), хлоридная, некоторые другие кислоты и металлы, находящиеся в ряду активности слева от водорода: Zn + 2HCl-ZnCl2 + H2T; 2А1 + 3H2SO4 = А12(804)з + ЗН2Т. Способ 3: металл 1 + соль 1 (в растворе) -> металл 2 -f соль 2. Вам известно, что такая реакция возможна» если металл 1 активнее металла 2, т. е. металл 1 находится в ряду активности слева от металла 2. Sn + РЬ(Шз)г = РЬ + Sn(NOg)2. Несколько других способов получения соле*^ предусматривают использование реаки^** 114 Это интересно Соли А12(СОз)з, Ке1з и некоторые другие до сих пор не получены. между соединениями, которые проявляют основные и кислотные свойства (§ 9, 11—13). Способ 4i основание (амфотерный гидроксид) + кислота (амфотерный гидроксид) -> соль + вода' (рис. 42): 2Сг(ОН)з + 3H2SO4 = Сг2(804)з + 6Н2О. Способ 5: основный (амфотерный) оксид + + кислотный (амфотерный) оксид соль': 3FeO + РА = Ре.,(Р04)2. Способ 6: основание + кислотный (амфотерный) оксид -> соль + вода: Ва(ОН)2 + SO2 — Ва80з + Н2О. Способ 7\ кислота 4- основный (амфотерный) оксид соль + вода: 2HI + LigO = 2LiI + HgO. Соли также получают с помощью реакций обмена с участием солей (§ 14). Способ 8: соль 1 + кислота 1 -> соль 2 + + кислота 2; СаСОз + 2НС1 = CaCla + Н2СО3. Н2О СО2Т Способ 9: соль 1 + щелочь -> (Юль 2 + основание: MnSO^ + 2КОН = K2SO4 + Мп(ОН)г4. Способ 10: соль 1 + соль 2 соль 3 + соль 4 (рис. 43): NagS + CUCI2 = CxiSi + 2NaCl. Си(0Н)2 на CuOj Рис. 42. Реакция между основанием и кислотой Рис. 43. Реакция между двумя солями в растворе ^фотерные соединения не реагируют друг с другом. 115 Схема 9. Получение солей Способы 5 и 6 непригодны для полученил солей безоксигеновых кислот, поскольку эт^ кислоты не имеют кислотных оксидов. Выбирая способы 8—10, учитывают то, что реакция обмена возможна в случае образование осадка, газа или слабой кислоты (§11,12,14). Вышеизложенное обобщено в схеме 9. УПРАЖНЕНИЕ. Предложить максимальное количество способов получения магний сульфата MgS04. Решение Магний сульфат — оксигенсодержащая соль. Поэтому способ 1 для получения соединения не подходит. Эту соль можно получить, исходя из металла (способы 2 и 3): Mg + H2SO4 (разб.) = MgS04 + НгТ; Mg + CUSO4 = MgS04 + Си. Магний сульфат может образоваться в результате реакций между соответствующими соединениями основного и кислотного характера (способы 4—7): Mg(OH)2 + H2SO4 = MgS04 + 2Н2О; Mg0 + S03-MgS04; Mg(OH)2 + SO3 = MgS04 + H2O: MgO + H2SO4 - MgSOj + H2O. Для реакции соли с кислотой (способ 8) нужно взять соЛЬ Магния, образованную слабой или летучей кислотой либо способной разлагаться с выделением газа, и сульфатнУ^ кислоту: 116 г» MgCOa + H2SO4 = MgSO^ + H2CO3. H2O C02t Реакция соли со щелочью (способ 9) для получения магний ^.ульфата не подходит, поскольку одним из реагентов должен 5ыть гидроксид Mg(OH)2, а он является малорастворимым соединением. Магний сульфат растворяется в воде. Учитывая это, выберем для реакции между двумя солями (способ 10) такие реагенты: MgCla + Ag2S04 = MgSO^ + 2AgCU. растворимая мало- растворимая нерастворимая соль растворимая соль соль соль ВЫВОДЫ Соли получают несколькими способами. Часть способов основана на реакциях металлов с неметаллами, кислотами, солями. Другие способы предусматривают осуществление реакций между соединениями с основными и 1сислотными свойствами, а также реакций обмена с участием солей. 159. Соль какого типа можно получить реакцией между простыми веществами? Запишите несколько соответствующих химических уравнений. 160. Предложите максимальное количество способов получения: а) цинк хлорида: 6) купрум(И) сульфата; в) барий карбоната. Напишите уравнения реакций. 161. Как из натрий сульфата получить натрий хлорид? Как осуществить обратное превращение? Приведите химические уравнения и укажите условия, при которых происходят реакции. 162. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить такие превращения: а) Р Р2О5 Н3РО4 ЫазР04 AIPO4: б) Са —>■ СаО —у Са(ОН)2 —> Са(М0з)2 —^ СаСОз; в) N320 N32504 -> NaOH NaAI02 NaCi; г) ZnO ^ Zn(N0a)2 ^ Zn(0H)2 -> KsZnOa ZnS04- 117 163. Подберите вещества для осуществления превращений и напц щите соответствующие химические уравнения; а) амфотерный гидроксид (как основание) —> соль; б) амфотерный гидроксид (как кислота) соль; в) соль 1 -> соль 2 соль 3 (все соли образованы одним и тем же металлическим элементом). 164. Как получить алюминий хлорид, используя литий оксид, алюми-ний сульфат, воду и хлоридную кислоту? Составьте соответ ствующие химические уравнения и укажите условия, при которых происходят реакции. 165. Можно ли получить алюминий хлорид, если имеются только алюминий сульфат и хлоридная кислота? Ответ аргументируйте. 166. Какую массу калий сульфата можно получить в результате реакции 14 г калий гидроксида с необходимым количеством сульфатной кислоты? 167. При взаимодействии 14.6 г смеси цинка и цинк оксида с достаточным количеством хлоридной кислоты выделилось 2,24 л водорода (н. у.). Какая масса соли образовалась? 168. При нагревании 46.8 г смеси карбонатов Кальция и Магния с достаточным количеством силиций(1\/) оксида выделилось 11.2 л газа (н. у.). Вычислите массовые доли силикатов в полученной смеси этих соединений. 19 Обобщение знаний о важнейших классах неорганических соединений Материал параграфа поможет вам: > целостно воспринять классификацию неорганических веществ: > осознать связь между типом химического элемента и типами его соединений; > выяснить возможности взаимопревращении соединений одного элемента, принадлежащих ^ различным классам. В этом параграфе подведены итоги всего того, о чем вы узнали, изучая оксиды, осно*^' 118 (^хема 10. Классификация важнейших вворганических веществ ния, кислоты, амфотерные соединения, соли, их химические свойства и взаимопревращения. Прочитав его, найдете и новые сведения о названных классах соединений, лучше поймете связи, существующие меясду ними. Классификация неорганических веществ. Вам известно, что к неорганическим веществам относят многие сложные вещества (кроме соединений Карбона), а также простые — металлы и неметаллы (схема 10). с t X НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА простые сложные (Металлы Л f Na.Cu J Неметаллы С. Нг С Оксиды М^О, AI2O3, S1O2 Кислоты HF, H2SO4 Основания ион. Мп(ОН)2 Соли KjS. Fe(N03)3 Амфотерные гидроксиды Sn(0H)2. Сг(0Н)з Схема 11. *С18ссификация <^идов по химическим Свойствам Оксиды — соединения элементов с Оксиге-ном. Будучи сходными по составу, они отличаются по химическим свойствам. Существуют основные, кислотные и амфотерные оксиды (схема 11). Их называют солеобразующими оксидами, так как эти соединения образуют соли в реакциях с кислотами или основаниями (амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и с основаниями). Известны и несколько несолеобразующих оксидов. Они не вступают в упомянутые реакции. V ОКСИДЫ солеобраэующие ±____ Основные FeO кислотные СО2* ^2^5 несолеобразующие СО. ЩО. N0. HjO Jb.. амфотерные ZnO, AI2O3 119 Это интересно Для Мангана и Ванадия известно по 4 оксида: МпО, МпгОя, MnOg, M112O7; VO, V2O3, VO2, VgOg. Существует соответствие между типом ^ валентностью элемента и типом его оксида. Металлические элементы могут образовывать не только основные и амфотерные оксиды но и кислотные. Среди соединений с общей формулой MgO имеются лишь основные оксиды. К оксидам этого типа принадлежи г ц большинство соединений, состав которых отвечает формуле AfO. Оксиды М2О8 и MQ., преимущественно амфотерны, а Л/гОз, МО3 в М2О7 относятся к кислотным оксидам. Некоторые металлические элементы образуют оксиды всех трех типов. Так, для Хрома известны основный оксид СгО, амфотерный — СГ2О3 и кислотный — СгОз< Неметаллические элементы образуют кис-лотные и несолеобразующие оксиды. Основные и амфотерные оксиды состоят из ионов, а кислотные — из молекул. Основания являются соединениями, каждое из которых образовано тремя элементами — металлическим элементом, Оксигеном и Гидрогеном. В их состав входят ионы М”' и ОН . Основания делят на растворимые (их называют щелочами) и нерастворимые. Щелочи химически активнее нерастворимых оснований, которые, например, не реагируют с солями, некоторыми кислотами и кислотными оксидами. Большинство щелочей термически устойчивы, а все нерастворимые основания при нагревании разлагаются. Кислоты — соединения, в состав молеку-^ которых входят один или несколько атомов Гидрогена, способных замещаться в химических реакциях на атомы металлических элементов. Часть молекулы кислоты — атоМ или группу атомов, которые соединены с атомом (атомами) Гидрогена, — называют кислотным остатком. Кислоты имеют различны*^ состав, неодинаковую химическую актив* ность. Каждый из этих признаков использу»^ для классификации кислот. 120 Различать щелочи и кислоты в растворах помогают вещества-индикаторы (рис. 44). Лакмус рис. 44. Окраска индикаторов; а ^ в кислой среде; б—в нейтральной среде; в — в щелочной среде Фенолфталеин Универсальный индикатор Амфотерные гидроксиды — соединения с двойственным химическим характером (как и амфотерные оксиды). Они взаимодействуют с кислотами как основания, а со щелочами — как кислоты. Соли — соединения, состоящие из катионов металлических элементов и анионов кислотных остатков. Соль является продуктом реакции между веществом с основными свойствами и веществом с кислотными свойствами. Запомните такие важные закономерности; • если два соединения имеют аналогичные свойства (например, два основных оксида, основный оксид и основание), то они не взаимодействуют друг с другом*; • реакции между соединениями с противоположными свойствами происходят почти всегда; • амфотерные соединения реагируют с соединениями как основного, так и кислотного характера. Взаимосвязи между неорганическими веществами. Многие простые вещества — металлы и неметаллы — вступают в реакции с образованием оксидов, щелочей, безоксигено-вых кислот, солей (схема 12). *Йскл ючение — соли. 121 МЕТАЛЛ НЕМЕТАЛЛ ( Оксид 'f Соль 3"* ^ \ Оксид~^ Щелочь ) Безоксигеновая кислота ^ Схема 12. Связи между простыми и сложными веществами Почти все кислотные и некоторые основные оксиды взаимодействуют с водой. Продуктом реакции в первом случае является оксигенсо-держащая кислота, а во втором — щелочь. Реакции между амфотерными оксидами и водой не происходят. Каждое соединение — оксид, основание, амфотерный гидроксид, кислота — в результате определенных реакций превращается в соответствующую соль. А нагреванием окси-генсодержащей кислоты, нерастворимого основания, амфотерного гидроксида, некоторых оксигенсодержащих солей можно получить соответствующий оксид. Взаимосвязи между веществами, которые основываются на происхождении веществ и их химических свойствах, называют генетическими' связями. Изложенное обобщает схема 13. Кислотный оксид тг Основный оксид Соль W V Амфотерный Ж' оксид -« Оксигенсодержащая кислота Основание (щелочь) Амфотерный гидроксид Схема 13. Генетические связи между важнейшими классами неорганических соединений Стрелки в схеме указывают на соответствий соединений друг другу и на возможности их взаимопревращений. Схема 13 является упрощенной. В ней» например, отсутствуют безоксигеновые кис ли* ты, а также несолеобразующие оксиды. * Термин происходит от греческого слова genos — род, рождени^^- 122 Пример генетических связей между соеди нениями двух элементов приведен па схеме 14. SO3 кислотный оксид Рб20з амфотерный оксид > Схема 14. Генетические связи между соединениями феррума(И1) и(^льфура(У1) На основании схемы 13 можно составлять различные генетические «цепочки». Приводим запись, которая иллюстрирует взаимосвязи между основанием, солью, кислотой и кислотным оксидом: Са(ОН)2 СаСОз Н,СОз СО^. (Первая стрелка направ.п:ена только вправо, поскольку из нерастворимой соли не удается непосредственно получить основание.) Знание и понимание генетических связей между классами неорганических соединений помогают выбирать способы получения оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и солей. ВЫВОДЫ К неорганическим веществам относят простые вещества (металлы, неметаллы), а также много сложных веществ, которые делят на классы. Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты, амфотерные гидрокси-чы, соли. По химическим свойствам оксиды делят на солеобразуюнще и несолеобразующие, а солеобразующие оксиды — на основные, кислотные и амфотерные. Взаимосвязи между веществами, которые основываются на происхождении веществ и их химических свойствах, называют генетическими связями. 123 169. Заполните таблицу, записав в соответствующие колонки форму, лы оксидов; LijO, AgjO, CI2O7, MgO, PbO, AI2O3, SiO^, ZnO, SO2, CrO. Оксиды основные амфотерные кислотные 170. Составьте генетические схемы «оксид -> гидроксид (основание, амфотерный гидроксид, кислота) -> соль (соли)** для соединений Лития, Алюминия и Фосфора. 171. Напишите уравнения реакций, которые отвечают последней генетической схеме, приведенной в тексте параграфа. Как превратить кальций карбонат в кальций гидроксид с помощью двух последовательных реакций? 172. Запишите несколько генетических схем, в которых первым веществом является металл или неметалл, вторым — соль, а третьим — основание или кислота. 173. Подберите две соли, которые взаимодействуют друг с другом с образованием двух нерастворимых солей. Запишите соответствующее химическое уравнение. 174. Как осуществить следующие превращения: а) Вгз -> НВг MgBfj -> AgBr; б) А1 AICI3 А1(0Н)з ЫэзАЮз ^ А12(504)з: в) S ^ H2S -> SO2 -> SO3 H2SO4 -> N32804 BaS04i г) ZnS -> ZnCl2 ^ K2Zn02 Zn(OH)2 ^ Zn(N03)2 ^ ZnCOs ZnO: д) CUSO4 —> Cu(0H)2 CuO —> CUCI2 —^ Си(М0з)2 —^ CuS? 175. Натрий массой 1Д5 г полностью прореагировал с водой, а продукт этой реакции — с сульфатной кислотой. Вычислить количество вещества кислоты, вступившей во вторую реакцию. Какая масса алюминий оксида образуется при нагревании алюминий гидроксида, полученного в результате реакции 21,3 г алюминий нитрата с необходимым количеством раствора щелочи? 176. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 2 Решение экспериментальных задач Химия немыслима без изучения веществ, проведения хиМ** ческих реакций. Осуществляя опыты, ученый получает знания, подтверждает, уточняет или опровергает известн> информацию о веществах и их превращениях. 124 имический эксперимент — неотъемлемая составная часть ения химии. Во время его проведения каждый ученик, условно, должен соблюдать правила техники безопасности. В 7 классе вы узнали о том, как исследуют вещества, изучают ^^идгческие реакции. В этой практической работе вам следует ^ществить несколько превращений веществ. Выясните: • какие реакции нужно провести и при каких условиях; • какие реактивы необходимы; • помешает ли опыту избыток одного из реагентов или же он обязателен. Во время опыта наблюдайте за веществами и протеканием реакции, делайте необходимые записи в тетради. После завер-охения эксперимента проанализируйте полученные результаты яаапишите их вместе с выводами. ВАРИАНТ I Осуществление реакций по схеме химических превращений Вам выданы: магний оксид*, хлоридная кислота, растворы натрий хлорида, натрий карбоната и натрий ортофосфата. Задание. Выберите реактивы (из выданных) для схемы пре-]фащений MgO л MgCl2 4 MgCO, л MgClz 4 Mg3(P04)2 и осуществите реакции. ВАРИАНТ II Составление схемы химических превращений и осуществление реакций Вам выданы: растворы феррум(1П) хлорида, натрий гидрок-'^а и натрий ортофосфата, разбавленная сульфатная кислота. Задание. Предложите схему превращений (разрешается Использовать только выданные растворы): А Л Б Л В -> Г, ^ Л — феррум(П1) хлорид. Б, В и Г — другие соединения Фер- ^а. Осуществите реакции. Перед выполнением химического эксперимента (вариант I ) заполните таблицу: Вм магний оксида можно взять магний гидроксид. 125 Формулы веществ реактивов (в порядке в схеме превращений их использования) ... ... —> ... —> ... ) ... ... ... ( ... ) При проведении реакции обмена не берите избыток второго реагента, а добавляйте его раствор по каплям. Так можно и;*бе. жать побочных реакций между реактивом, который использует, ся, и остатком предыдущего. Ваши действия, наблюдения (фиксируйте образование осадка, его внешний вид, выделение газа, наличие или отсутствие запаха, изменение или появление окраски и т. п.), выводы, а также химические уравнения запишите в таблицу: Послеловятельног'ть Наблюдения Вывод действий Опыт L Осуществление реакции ••• ... • •• Уравнение реакции: К варианту I: 177. Какой из выданных реактивов вы не использовали? Почему? 178. Помешает ли избыток реактива, взятого для проведения первого превращения, протеканию второй реакции? Ответ аргументируйте. 179. Можно ли из магний оксида получить магний ортофосфат, использовав лишь один из выданных реактивов? Почему? 180. Предложите несколько реактивов, с помощью которых магний оксид можно непосредственно превратить в магний ортофо^' фат. Напишите соответствующие химические уравнения. К варианту II: 181. Можно ли из феррум(111) хлорида непосредственно получить со единение, записанное последним в предложенной вами превращений, если взять лишь один из выданных реактивов-случае положительного ответа напишите уравнение реакции- 182. Какие последовательные превращения можно осуществить пР^ отсутствии раствора: а) натрий ортофосфата; б) щелочи? Отвс дайте в форме таблицы, приведенной первой на этой страии^^®' 126 J раздел Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Строение атома Химию невозможно представить без периодического закона и периодической системы химических элементов. Периодический закон помогает объяснить многие химические факты, прогнозировать и обосновывать различные закономерности в мире веществ. Этот закон иллюстрирует периодическая система элементов. Она содержит важнейшие сведения о них, служит незаменимым путеводителем по неорганической химии не только для ученика или студента, но и для опытного химика. Ваше первое знакомство с периодической системой состоялось в 7 классе. Вы умеете предсказывать химический характер элемента, максимальное значение его валентности по положению элемента в периодической системе. Отныне сфера ее использования для вас расширится. Благодаря открытиям в области строения атома периодический закон получил мощную теоретическую поддержку. Выяснилось, что химический характер элементов и свойства веществ обусловлены составом электронных оболочек атомов. Вы научились определять количество электронов в атомах и простых ионах, а скоро сможете давать полную характеристику строения атомов и ионов важнейших элементов. 127 20 Первые попытки классификации химических элементов Материал параграфа поможет вам: > выяснить, как развивались представления о химическом элементе; > узнать о первых попытках классификации химических элементов. Развитие представлений о химическом элементе. Древнегреческие философы считали, что все вещества состоят из четырех элементов-первоначал: огня, воздуха, воды и земли. По их мнению, эти «стихии* являются носителями определенных качеств, присущих веществам, — теплоты, холода, влажности и сухости. Таких взглядов придерживались и алхимики. Термин «элемент*, приближающийся по смыслу к современному, появился в XVII ст. Английский химик Р. Бойль назвал элементом то, что является пределом разложения вещества. Если бы мы жили тогда, то сказали бы, что элемент — это атом. Такой смысл вкладывал в слово «элемент* и М. В. Ломоносов. Французский ученый А.-Л. Лавуазье считал элементом простое вещество, так как его нельзя разложить на другие вещества. Однако ныне известно, что не разлагаются и немало сложных веществ, например оксиды SiOi» AI2O3, а простое вещество озон легко превраШ®' ется в другое простое — кислород: 20^ = ^Ог* Не различал элемент и простое веще^^ во также английский ученый Дж. Дальто^ Позже Д. И. Менделеев высказал такУ мысль: «Простое тело является веществом--'^ а под элементом следует понимать состава части простых и сложных тел *. 128 в начале XX ст. ученые установили, что атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. С тех пор элемент стали определять как вид атомов с определенным зарядом ядра. В наше время, характеризуя качественный состав воды, любой из вас скажет, что это вещество образовано двумя видами атомов (с зарядами ядер +1 и +8), или же двумя элементами — Гидрогеном и Оксигеном. Первые попытки классификации химических элементов. В период становления науки химии ученые пытались «навести порядок* среди нескольких десятков известных в то время химических элементов, осуществить их классификацию. Классификация — это распределение объектов (предметов, организмов, явлений и т. п.) по группам или ]|яассам в зависимости от их общих признаков. В химии существуют классификации элементов, веществ, химических реакций. ► Какие классы неорганических соединений вам известны? Чем соединения одного, выбранного вами, класса отличаются от соединений других классов? ’ 8 кл. Классификацию простых веществ, на основании которой позже возникла первая классификация химических элементов, предложил в конце XVIII ст, А.-Л. Лавуазье. Он разделил простые вещества на металлы и неметаллы (ныне химические элементы делят на металлические и неметаллические). Такая классификация была слишком общей и несовершенной. Некоторые простые вещества (например, графит, теллур) по одним свойствам напоминали металлы, а по другим — неметаллы. Однако разделение простых веществ, а также 129 химических элементов на две большие группы сыграло важную роль в развитии химии. Среди металлов и среди неметаллов бьцц^ очень похожие вещества. Ученые объединил^! их в отдельные группы. Простые вещества каждой группы получили такие общие названия: щелочные металлы, щелочноземельные металлы, галогены, инертные газы. Щелочные металлы. Это — литий, натрий калий, рубидий, цезий, франций. Они легкие, мягкие (рис. 45), легкоплавкие. В химических реакциях щелочные металлы проявляют высокую активность (рис. 46). На воздухе в обычных условиях они быстро взаимодействуют с кислородом, водяным паром, другими веществами. Поэтому их хранят в керосине в герметш1ески закрытых сосудах (рис. 47) или в ампулах, из которых удален воздух. Указанные металлы назвали щелочными, так как они реагируют с водой с образованием щелочей — растворимых оснований с общей формулой МОН. Рис. 45. Натрий можно резать ножом Рис. 46. Реакция цезия с водой Рис. 47. Так хранят щелочные металлы Щелочноземельные металлы. К этим веШ^* ствам относят магний, кальций, стронци**' барий, радий. Они напоминают щелочнЫ^ металлы, реагируют со многими веществам**» но не так энергично. Продуктами их реакц****^ водой являются щелочи* М(ОН)2- * Магний гидроксид к щелочам не относят. 130 Галогены. Так называют наиболее активные неметаллы — фтор, хлор, бром, иод. Эти простые вещества состоят из двухатомных молекул: Fg, Clg, Вгг, В обычных условиях фтор и хлор — газы, бром — жидкость, а иод — твердое вещество. Наиболее активным среди галогенов и других неметаллов является фтор. Галогены реагируют с водородом с образованием соединений, имеющих формулы HF, НС1, НВг, HI. Эти соединения хорошо растворяются в воде; их водные растворы являются кислотами. Галогены взаимодействуют со многими металлами. Продукты таких реакций — соли. Поэтому название ♦ галогены» происходит от греческого слова halas — соль. Инертные газы. Эти простые вещества были открыты во второй половине XIX ст. Они получили такое название, поскольку не вступали в химические реакции. К инертным газам относятся гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон. Они состоят не из молекул, как другие газы, а из атомов. Элементы, от которых происходят рассмотренные простые вещества, имеют аналогичные общие названия: щелочные элементы, щелоч-поземельные элементы, галогены, инертные элементы. В конце 20-х годов XIX ст. немецкий ученый В. Деберейнер рассортировал часть подобных элементов на тройки, или триады: Li, Na, К Са, Sr, Ва S, Se, Те С1, Вг, I Fe, Со, Ni В первой триаде оказались щелочные элементы, во второй — щелочноземельные, в четвертой — галогены. Разместив элементы в триадах по увеличению относительных атомных масс, Деберейнер обнаружил интересную закономерность: полусумма относительных атомных масс двух крайних в триаде элементов приблизительно или точно равнялась 131 относительной атомной массе «центрального* элемента. Покажем это для первой триады; ЛД1л) + ЛДК) _ 7 + 39 2 ~~2 = 23=A,(Na). Кроме того, свойства простого вещества и соединений этого элемента оказались «проме. жуточными» по сравнению со свойствами простых веществ и соединений двух соседних элементов. Сформировать триады из остальных элементов Деберейнеру не удалось. В 1865 г. английский ученый Дж. Ньюлендс разместил известные в то время элементы в ряд по возрастанию относительных атомных масс: Н Li Be В С N О F Na Mg А1 Si Р S С1 К Са Сг Ti Мп Fe Он заметил, что во многих случаях каждый восьмой элемент подобен элементу, от которого производился отсчет. Похожими были и соответствующие простые вещества. (Попробуйте в этом убедиться.) Такая особенность свойственна звуковому ряду в музыке: каждые первая и восьмая ноты имеют одинаковые названия и сходное звучание. Закономерность, обнаруженную Нью-лендсом, назвали правилом октав. Она соблюдалась в начале ряда элементов, но далее нарушалась (рис. 48). Например, Л Хром в значительной мере отличался от Ж Алюминия, а Манган и Феррум были ^ совсем не похожи на Фосфор и СульфУР соответственно. Число 8, как свидетельствует история химии, считалось в время магическим, но после выяснения строения атома получило научно^ обоснование. Более удачную попытку классификаци** химических элементов осуществил в 1864 г* немецкий химик Л. Мейер. Он предлояси-^ таблицу, в которой разместил элементы возрастанию относительных атомных масс соответствии с их валентностью. Однако иЗ' К-- — MnFe Сг П Рис. 48. «Октавы» химических элементов 132 того что значения атомных масс и валентности были для некоторых элементов ошибочными или вообще неизвестными, не все элементы вошли в созданную Мейером таблицу. Описанные попытки ученых объединить химические элементы послужили основой для их общей классификации. Вскоре Д. И. Менделеев сообщил о созданной им периодической системе химических элементов. ВЫВОДЫ Представления о химическом элементе изменялись с развитием науки. Ранее не различали химический элемент и простое вещество. Были известны ыесколько групп подобных простых веществ: щелочные металлы, щелочноземельные металлы, галогены. Позже были открыты инертные газы. Первые попытки классификации химических элементов охватывали лишь их часть и не имели серьезного научного обоснования. 183. Что раньше считали химическим элементом и как определяют его теперь? Выберите признаки, которые были использованы А.-Л. Лавуазье. В. Деберейнером. Дж. Ньюлендсом и Л. Мейером для классификации простых веществ и химических элементов: свойства простых веществ, распространенность элементов в природе. строение простых веществ, состав характерных соединений, значения относительных атомных масс. Охарактеризуйте размещение элементов каждой триады В. Дебе-рейнера в периодической системе. Сопоставьте относительную атомную массу Брома с полусуммой относительных атомных масс Хлора и Иода. '* Сравните ряд элементов Дж. Ньюлендса с их последовательностью в периодической системе Д. И. Менделеева и найдите отличия. 133 21 Рис. 49. Начало ряда элементов, составленного Менделеевым^ Периодический закон Материал параграфа поможет вам: > представить, как был открыт Д. И. Менделеевым периодический закон; > понять содержание периодического закона; > выяснить, как естественный ряд элементов был преобразован в периодическую систему. Создание периодической системы химических элементов. Проблема классификации химических элементов увлекла в бО-е годы XIX ст. Д. И. Менделеева. Он искал закономерности и взаимосвязи, которые бы охватывали все элементы, а не только их часть. В то время было известно 63 химических элемента. На каждый из них ученый завел ♦досье» — карточку, в которую записал относительную атомную массу элемента, значение его вале1гтности, сведения о простом веществе и соединениях. Менделеев считал важнейшей характеристикой элемента массу его атома. Разместив элементы в ряд по увеличению относительных атомных масс (рис. 49), ученый (как и раньше Ньюлендс) заметил, что через определенные интервалы в нем встречаются элементы, которые образуют сходные простые вещества и соединения. н U Be В С N 0 F Na Mg А1 1 7 9 11 12 14 16 19 23 24 27 * Под символом элемента — его относительная атомная масса. На бояее темных карточках — металлические элементы. Ряд начинается с неметаллического элем^** та Гидрогена. За ним следуют металлически^ ^ Инертные газы были открыты позже. Рис. 50. Два соседних фрагмента элементы Литий и Бериллий, затем — неметаллические элементы от Бора до Флуора, далее — снова металлические элементы и т. д. Таким образом, характер элементов в ряду периодически повторяется. Аналогичные выводы можно сделать относительно максимальных значений валентности элементов, состава и химических свойств высших оксидов и т, п. Менделеев разделил составленный ряд на несколько фрагментов (рис. 50), каждый и.з которых начинался с типичного металлического элемента (щелочного) и заканчивался типичным неметаллическим элементом (галогеном). При этом ученый обнаружил новую закономерность; в каждом фрагменте характер элемен тов, свойства их простых веществ, а также состав и свойства соединений изменяются ряда элементов постепенно. Be В C N 0 F 9 11 12 14 16 19 mhP BeO B2O3 CO2 N2O5 — — Mg A! ' Si P s Cl Н|э 24 27 28 31 32 35,5 mh^ MgO AI2O3 SiOs P2O5 SO3 CI2O7 Рассмотрим один из фрагментов ряда элементов (рис. 51). На первом месте в нем находится щелочной элемент Натрий. Он одновалентен, образует основный оксид Na^O и щелочь NaOH. За Натрием следует двухвалентный Магний, от которого происходят основный оксид MgO и малорастворимое основание Mg(OH)2. Третье место занимает трехвалентный Алюминий, оксид и гидроксил которого амфотерны. Следующие элементы — неметаллические: Силиций, Фосфор, Сульфур и Хлор. Максимальные значения валентности этих элементов возрастают от 4 до 7, а кислотные свойства оксидов и соответствующих кислот усиливаются. 135 Усиление металлического характера элементов Na I NajO NaOH Mg It MgO Mg(0H)2 At III AI2O3 А1(0Н)з Si IV Si02 HaSiOa P V P2O5 H3PO4 s VI S03 H2S04 Cl VII CI207 нею. Рис. 51. Фрагмент ряда элементов Усиление неметаллического характера элементов ------------------------------ Е каждом фрагменте металлический характер элементов усиливается справа налево, а неметаллический характер — слева направо. После того как ряд элементов был разделен па фрагменты, Менделеев разместил второй фрагмент под первым, третий — под вторым и т. д. Получилась таблица, а в ее столбцах оказались подобные элементы: щелочные, щелочноземельные, галогены и др. Так в 1869 г. была создана периодическая система химических элементов. Подробно о ней будет идти речь в следующем параграфе. Д. И. Менделеев назвал ряд элементов, составленный по возрастанию атомных масс. естественным рядом, т, е. таким, который существует независимо от человека в самой природе. Периодический закон. Создав периодическую систему химических элементов, Д. И. Менделеев в 1871 г. сформулировал закон периодичности, или периодический закон: свойства химических элементов, простых веществ, ^ также состав и свойства соединений находятся ^ периодической зависимости от значений атомиы?^ масс. 11ериодичность в химии — это повторений (но не копирование) химического характер* элементов, особенностей строения атомо® 136 состава, строения и свойств веществ через определенное количество элементов в их естественном ряду. Во времена Менделеева уровень развития науки не был достаточно высоким. Поэтому ученому не удалось раскрыть причину периодичности. Но он верил, что это обязательно произойдет. Ныне общеизвестно, что периодичность в мире химических элементов обусловлена электронным строением атомов. Менделеев не ограничился фактическим материалом, которым располагала химическая наука. В случае нарушения элементом общей закономерности в естественном ряду он советовал химикам проверить значение его атомной массы. Ученый предсказал не только открытие новых элементов, но и значения их атомных масс, свойства простых веществ, существование соединений в природе и т. п. Следует заметить, что положение нескольких элементов в естественном ряду не соответствует возрастанию относительных атомных масс. Менделеев разместил, например, Теллур перед Иодом, хотя масса атома Теллура немного больше. Ученый принял во внимание, что простое вещество иод является более активным неметаллом, чем простое вещество теллур, тоже неметалл. Значит, неметаллический характер сильнее выражен у элемента Иода, и его место — после Теллура. ^ интересно Иериодичес- систему называют *®еликим ^|®Общением» *^ментов. В своей периодической системе Д. И. Менделеев оставил пустые клетки и считал, что они должны принадлежать еще не открытым, но существующим в природе элементам. Вскоре был открыт первый элемент, предсказанный Менделеевым (его назвали Галлием), затем — второй (Скандий), третий (Германий). Это было триумфом периодического закона, который проявил не только обобщающую, но и предсказательную силу. 137 Периодический закон — один из основных законов природы. Он раскрывает единство химических элементов и взаимосвязь между ними. Изучая химию, вы будете часто обращаться к этому закону, находить новые факты, которые подтверждают его, и, пользуясь им, предсказывать химические свойства простых и сложных веществ, возможности их химических превращений. ВЫВОДЫ Расположив химические элементы в ряд по возрастанию относительных атомных масс, Д. И. Менделеев открыл периодический закон. Ученый сформулировал его так: свойства химических элементов, простых веществ, а также состав и свойства соединений находятся в периодической зависимости от значений атомных масс. Периодический закон — один из основных законов природы, который раскрывает единство химических элементов и взаимосвязь между ними. 188. Как вы понимаете значение слова «периодичность»*? К каким изменениям в природе применимо это слово? Сопоставьте его со словами «непрерывность», «постепенность». 189. Разместите элементы F, С, В, О. IN в порядке ослабления их неметаллического характера. 190. У какого из элементов — Калия или Кальция, Бериллия или Лития — металлический характер выражен более ярко? Какой из соответствующих металлов должен быть более активным в химических реакциях? 191. Используя периодическую систему, скажите, на сколько больШ® элементов известно сегодня, чем было известно Менделееву- 192. Найдите в периодической системе несколько пар элементов. ^ каждой из которых элемент с большим порядковым номеров’ имеет меньшую относительную атомную массу. 138 1 22 Периодическая система химических элементов Материал параграфа поможет вам: > пользоваться разными вариантами периодической системы; получать информацию о химических элементах из периодической системы; предсказывать характер элемента, исходя из его размещения в периодической системе. Эго интересно Известны |ЭСКОЛ1,КО сотен вариантов иразновид-ностеп периодической ^стгмы дамических Цементов. > > Периодическая система — источник сведений о химических элементах. Периодическая система химических элементов является неотъемлемым атрибутом школьного химического кабинета. Ее можно найти в любом учебнике по химии. Периодическую систему используют ученики, студенты, преподаватели, научные работники, ведь она содержит важнейшие сведения о химических элементах. Зная положение в ней элемента, можно охарактеризовать строение его атома, предсказать свойства простого вещества, различных соединений. Периодическая система имеет форму таблицы. Поэтому ее называют табличным выражением периодического закона. Существует два основных варианта системы — короткий (форзац I) и длинный (приложение). Короткий вариант используют чаще; он более удобный и компактный. Калсдый элемент находится в определенной клетке периодической системы (исключение — Гидроген). Вам известно, что в ней записана такая информация: • символ элемента; • его порядковый номер; • название элемента; • значение относительной атомной массы; • название простого вещества, если оно отличается от названия элемента. 139 ► Какие сведения можно получить из перио, дической системы об элементе № 9? Добавим, что в клетках короткого вариант;) периодической системы содержатся данные об электронном строении атомов (оно будет рассмотрено позже). В клетках длинного варианта системы приведены только порядковые номера, символы и названия элементов, а также названия некоторых простых веществ. Строение периодической системы. Составными частями периодической системы являются периоды и группы. Период — это фрагмент естественного рядя .элементов от щелочного элемента* до инертного. Каждый вариант периодической системы имеет семь периодов. В длинном варианте периодом является одна строка системы, а в коротком — одна или две соседние строки. Последний период содержит пустые клетки (соответствующие элементы еще не открыты). Первый период (в нем имеется 2 элемента), второй и третий (содержат по 8 элементов) называют малыми периодами, а четвертый, пятый (по 18 элементов), шестой (32 элемента) и седьмой (в нем пока 29 элементов) — большими. Периоды нумеруют арабскими цифрами. Группа — столбик элементов в коротком варианте периодической системы или два столбика в длинном варианте. Периодическая система содержит восемь групп элементов. Их принято нумеровать римскими цифрами. Каждая группа состоит из * Первый период начинается с Гидрогена. 140 т рис. 52. Периоды, группы и подгруппы в фрагментах длинного (а) и короткого (б) вариантов ’периодической системы двух подгрупп — главной и побочной. Главные подгруппы обозначены в периодической системе буквой а, а побочные — буквой Ь. В коротком варианте системы символы элементов главных подгрупп смещены влево от центра клеток, а символы элементов побочных подгрупп — вправо. Главная подгруппа содержит больше элементов, чем побочная. Распознать подгруппы можно по цвету клеток: клетки элементов главных подгрупп окрашены в розовый или желтый цвет, а элементов побочных подгрупп — в синий или зеленый. Фрагменты двух вариантов периодической системы с указанием периодов, групп и подгрупп представлены на рис. 52. главные подгруппы побочные подгруппы 1мик>ш2^ 1а Па 1 ть IV6 т . Ша TVa Vo ^— -VTe Vna Vnia 1 tl t£a 2 и 1 В С N О F N« 8 Ка А1 Si Р 8 a At 4 К пкп пг Ол Ge As Se Br Kr 1 1 1—1— —I 1 I ^ главные подгруппы Периоды^^-"^ alb a 11 & a Ш Ь a IV b 1 H 2 u Be В C 3 Na Me А1 Si 4 К Ca Sc Ti Си Zn Ga Ge 5 Rb Sr Y Zr Ar Cd In Sn 6 Cs Ba La Ш w An Hg Tl Pb 7 Ft Ra Ac Rf Rg Uub Uuq А побочные подгруппы 141 ► Назовите элементы I и IV групп, которые принадлежат: а) главным подгруппам; б) побочным подгруппам. В нижней части короткого и длинного вариантов периодической системы имеются два отдельных ряда, в каждом из которых находится 14 элементов. В верхнем ряду размещены элементы с общим названием «лантаноиды^ (т. е. похожие на Лантан), а в нижнем — ••актиноиды» (похожие на Актиний). Большинство этих элементов были отнрыгы в XX ст. Они входят в естественный ряд элементов и принадлежат побочной подгруппе Ш группы. Лантаноиды —-элементы 6-го периода, актиноиды — 7-го. Для удобства (чтобы не делить клетки Лантана и Актиния на 15 частей для размещения в них Лантана и лантаноидов, Актиния и актиноидов) эти элементы вынесены за пределы основного поля периодической системы. Зная положение элемента в периодической системе, можно делать различные прогнозы. Один из них касается химического характера элемента. В 7 классе вы узнали, что в длинном варианте системы проведена ломаная линия, слева и ниже которой находятся металлические элементы, а справа и выше — неметаллические. Некоторые элементы, размещенные около этой линии (Ge, Sb, Ро), образуют простые вещества, которые по одним свойствам напоминают металлы, а по другим — неметаллы. Добавим, что в главных подгруппах содержатся как металлические, так и неметаллические элементы, а в побочных подгруппах — только металлические элементы*. ► Элементы каких типов находятся в подгруппах 1а, lb, IVa, IV&? * Элементы побочных подгрупп называют переходными. 142 Наиболее сходны друг с другом элементы одной подгруппы, а между элементами главной и побочной подгрупп каждой группы нередко существуют заметные различия. ВЫВОДЫ Периодическая система химических элементов является табличным выражением периодического закона. Существуют два варианта периодической системы — короткий и длинный. Каждый вариант системы состоит из периодов и групп, а каждая группа имеет главную и побочную подгруппы. Период — это фрагмент естественного ряда элементов. Он начинается со щелочного элемента, а завершается инертным. Группа — столбик элементов в коротком варианте периодической системы или два столбика в длинном варианте. В группах (подгруппах) находятся подобные элементы. Ломаная линия в длинном варианте периодической системы делит ее на две части. Слева и ниже этой линии размещены металлические элементы, а справа и вьппе — неметаллические элементы. 193. Какую часть периодической системы называют периодом? Сколько периодов существует? Сравните их по количеству элементов. 194. Что называют группой химических элементов? Сколько групп в периодической системе? Сколько подгрупп имеется в каждой группе? Как их называют и различают? 1^5. в какой группе периодической системы содержится больше всего элементов? 196. Назовите элементы, которые размещены: а) во 2-м периоде, V группе; б) в 5-м периоде, IV группе, главной подгруппе; 143 в) в 4-м периоде, VII группе, побочной подгруппе; г) в 6-м периоде, VIII группе, побочной подгруппе. Для каждого элемента укажите порядковый номер. 197. Среди приведенных чисел найдите такие, которые соответствуй ют порядковым номерам металлических и неметаллических элементов: 1, 6,16, 30, 35, 58, 92,110. 198. Исходя из размещения в периодической системе Брома, Магния. Мангана, Селена, укажите, металлическим или неметаллическим является каждый элемент. 199. Назовите по два элемента, наиболее сходных с такими элементами: а) Стронцием; б) Ниобием; в) Станнумом; г) Хлором. 23 Строение атома Материал параграфа поможет вам: > выяснить строение атома и состав его ядра; > определять количество частиц каждого типа в атомах различных элементов. Рис. 53. Модель атома Гидрогена — элемента № 1 Ф ядро Состав атома. Представления древних философов об атоме как о мельчайшей однородной и неделимой частице не менялись в течение многих столетий. Однако во второй половине XIX ст. ученые обнаружили, что в атоме имеются еще более мелкие частицы. Из курса химии 7 класса вам известно: • атом — это наименьшая электронеи-тральная частица вещества, которая состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электро* нов (рис. 53); • величина заряда ядра и количество электронов в атоме совпадают с порнД' ковым номером элемехгга; • ядро в десятки тысяч раз меньше ат(^ма* 144 Схема 15. Состав атома Дальнейшие исследования строения атома в начале XX ст. показали, что в ядре содержатся частицы двух типов — протоны' и нейтроны^. Их общее название — нуклоны^. Протон имеет такой же заряд по величине, что и электрон, но положительный: +1. Количество протонов определяет заряд ядра атома; оно равно количеству электронов. Нейтрон — незаряженная частица. Протон обозначают р^, а нейтрон — п". Для характеристики частиц, которые входят в состав атомов, как и для самих атомов, используют не абсолютные, а относительные массы. Массы протона и нейтрона приблизительно одинаковы и почти в 2000 раз превышают массу электрона. Значения относительных масс протона и нейтрона равны единице. Итак, в атоме находятся частицы трех типов — с положительным, отрицательным зарядами, а также такие, которые заряда не имеют (схема 15). © л Электроны притягиваются к ядру атома так называемыми электростатическими силами, однако не падают на него, поскольку движутся с большой скоростью. Протоны и нейтроны удерживаются вместе в ядре благодаря действию особых, «ядерных», сил. Природу этих сил полностью выяснить пока не удалось. * Термин происходит от греческого слова protos — первый, про- g Термин происходит от латинского слова neutrum — ни то ни другое. Термин происходит от латинского слова nucleus — ядро. 145 протонное и нуклонное числа. Количество протонов в атоме называю!' протонным числом^ Его указывают нижним индексом слева от символа элемента: 4Ве. ► Какие значения протонных чисел имеют элементы Флуор и Натрий? Учитывая строение атома, можно дать такое определение химического элемента: химический элемент — вид атомов с определенным протонным числом. Нуклонное число Протонное число Рис. 54. Модель атома Бериллия Суммарное количество протонов и нейтронов в атоме называют нуклонным числом. Его обозначают буквой А, а значение записывают верхним индексом слева от символа элемента: ®Ве. Обозначение атома с нуклонным и протонным числами: jBe. Количество нейтронов равно разности между нуклонным и протонным числами. Этих частиц в атоме Бериллия насчитывается 9-4 = 5 (рис. 54). Существует двадцать элементов, у каждого из которых все атомы имеют одинаковые нуклонные числа (они почти совпадают с относительными атомными массами, приведенными в таблице Д. И. Менделеева): Be, F, Na, Al, Р, Sc, Mn, Со, As, Y, Nb, Rh, I, Cs, Pr, Tb, Ho, Tm, Au, Bi. Для 20 элементов Л » Ar ► Определите количество частиц каждого типа в атомах Флуора и Натрия. Остальные элементы имеют атомы с разными нуклонными числами. Причину этого рассмотрим в следующем парагра(}>е. Изложенное выше можно записать с помощью формул. 146 интересно [Устойчивые ядра также В^еются ® атомах Технеция (элемент ^■то периода) ** Прометия (элемент периода). • Поскольку атом в целом электронейтрален, то в нем содержится одинаковое количество протонов и электронов, равное порядковому номеру элемента: N{p^) = N(e) - Z. количество количество порядковый номер протонов электронов элемента • Количество нейтронов в любом атоме равно разности между нуклонным числом и количеством протонов (электронов) или порядковым номером элемента: N(nP) = А - Nip*) = А - N(e ) = А - Z. количество нукпонное порядковый нейтронов число номер элемента • Количество нейтронов в атомах двадцати указанных элементов можно вычислять, используя значение относительных атомных масс: N(n^) = А, - Z. количество относительная порядковый нейтронов атомная масса номер элемента Простые ионы элементов содержат столько протонов и нейтронов, сколько и атомы, но отличаются от них количеством электронов. Так, в анионе F содержится на 1 электрон больше, чем в атоме F, а в катионе — на 2 электрона меньше, чем в атоме Be. ► Сколько протонов, нейтронов и электронов в ионах А1^ и I ? Ядра с большим количеством протонов (свыше 83) неустойчивы. Они распадаются на меньшие ядра, отдельные частицы. Этот процесс называют радиоактивным распадом. Его изучают на уроках физики. Неустойчивость больших ядер — причина того, что в природе нет элементов с порядковыми номерами, превышающими 92. Их атомы получены в лабораториях с использованием уникального оборудования, которое дает возможность фиксировать частицы, существующие долю секунды. 147 выводы Атом состоит из ядра и электронов. Ядро имеет положительный заряд; в нем содержатся прото-ны, нейтроны и сосредоточена почти вся масса атома. Количество протонов и электронов в aтo^fe одинаково. Оно совпадает с порядковьпи номером элемента. Количество нейтронов в атоме (для 20 элементов) равно разности между относительной атомной массой и количеством протонов. Простые катионы содержат меньше электронов, чем соответствующие атомы, а простые анионы — больше. Ядра атомов, в которых количество протонов превышает 83, неустойчивы. Они претерпевают радиоактивный распад. 200. Из каких частиц состоит атом? Чем они отличаются друг от друга? Каков состав атомного ядра? 201. Каких частиц в любом атоме одинаковое количество? 202. Существуют ли элементы, в атомах которых нет: а) протонов: б) нейтронов? 203. Заполните пустые клетки в таблице: Элемент Количество в атоме назва- ние символ порядковый номер (протонное число) нуклон- ное число про- тонов электро- нов нейтро- нов Цезий 75 83 204. Сравните количество частиц каждого типа в ионах Na* и Р^"- 205. Укажите элемент, атом которого имеет наибольшее количество электронов: Si, В, N, С1. 206. Найдите элемент, атом которого имеет наименьшее количество протонов: С, Mg, К, Аг. 207. Укажите элемент, атом которого имеет наибольшее количество нейтронов: Sc, As, Mn. 148 208. Сколько электронов в таких ионах: Н*, Н , Mg^^? 209. Определите в сложных ионах ОН" и NH4 количество: а) протонов; б) электронов. 210. Запишите символы элементов Кобальта, Аурума и Висмута вместе с соответствующими протонными и нуклонными числами. 24 Изотопы Материал параграфа поможет вам: > выяснить, что такое изотопы и нуклиды: > вычислять относительную атомную массу элемента, зная его изотопный состав; > убедиться в том, что понятия «относительная атомная (молекулярная, формульная) масса» и «моль» требуют уточнения: > выяснить, что такое радионуклиды и как они влияют на живые организмы. Изотопы. Вы знаете, что атомы состоят из частиц трех типов — протонов, нейтронов и электронов. Атомы одного элемента содержат одинаковое количество протонов и электронов, но не всегда — одинаковое количество нейтронов. [Виды атомов одного элемента с разным количеством 5Йтронов называют изотопами^ г Для элемента Гидрогена известны три изотопа. Каждый из них имеет свое название и обозначение (рис. 55). В природе больше всего атомов Гидрогена, ядра которых состоят только из протона. Среди нескольких тысяч таких атомов встречается атом, в ядре которюго, кроме ' Термин происходит от греческих слов isos — одинаковый и topos — **®сто. Изотопы «принадлежат* одной клетке периодической системы. 149 Рис, 55. Изотопы Гидрогена Проуий Н Дейтерий D Тритий Т протона, есть еще и нейтрон. Эти два вида атомов — Протий и Дейтерий — являются природными изотопами Гидрогена. Физикам удалось получить в лаборатории атомы этого элемента с двумя нейтронами в ядре. Такой, искусственный, вид атомов Гидрогена назвали Тритием. Нуклонные числа (суммарные количества протонов и нейтронов) для изотопов Гидрогена сосп’авляют 1,2 и 3. Таким образом, ивотопы — это виды атомов одного элемента с разными нуклонными числами. Вещества, образованные изотопами элемента, немного различаются по физическим свойствам. Плотность «тяжелой» воды (D2O) составляет 1,104 г/см^, а температура кипения (при нормальном давлении) — +101,43°С.Для обычной воды (Н2О) эти физические характеристики вам хорошо известны —1,000 г/см^ и +100 °С. Химические свойства обоих веществ одинаковы. «Тяжелая» вода, как и обычная, взаимодей-ствует с натрием, кальций оксидом, фосфор(Ю оксидом, другими соединениями. В природе многие элементы представлены несколькими видами атомов, т. е. изотопами» а для двадцати элементов, упомянутых в предыдущем параграфе, существует лишь по одноМУ виду атомов (атомы каждого из этих элементов абсолютно одинаковы). Изотопы обозначают с помощью символов или названий элементов с обязательным укВ' занием нуклонного числа. Его записываН)"^ верхним индексом слева от символа элемен'Г^ 150 (’Н, ^Н, ^Н) или после названия элемента через дефис (Хлор-35, Хлор-37). Часто используют полные обозначения изотопов — }Н, fH, JH, fICl, fJCl (нижний индекс — заряд ядра, или протонное число). 1Кой-либо вид атомов называют нуклидом. ‘^1уклиды *Н, Язотопы >Н, =“Н, Нуклидами являются виды атомов различных элементов: ^Н, *^С, D, ^^Na, '^С, ^^С1, и др. Общее число известных в настоящее время нуклидов составляет почти 2300. Изотопы — это нуклиды (виды атомов) одного элемента: 'Н, ^Н, — изотопы Гидрогена; — изотопы Карбона. Вычисление относительных атомных масс элементов, имеющих изотопы. В природе существует два нуклида Хлора. Для одного вида атомов нуклонное число (относительная атомная масса) равно 35, для другого — 37. Ученые обнаружили, чтч) легкие Я1Ч)мы Хлора составляют три четверти от общего количества атомов этого элемента, а тяжелые атомы — одну четверть (рис. 56). По этим данным можно рассчитать относительную атомную массу Хлора: /4ДС1) = 35 + ^ • 37 = 35,5. Рис. 56. Изотопы Цемента Хлора к 3 1 Числа и —т называют атомными долями 4 4 изотопов. Они представляют собой отношения количеств атомов каждого нуклида к общему 151 Это интересно Бром, как и Хлор, имеет два природных нуклида — ^®Вги®*Вг. Их атомные доли почти одинаковы (50,5 и 49,5%). количеству атомов элемента. Приведенные атомные доли для изотопов Хлора можно выразить и в процентах; 75 %, 25 %. Атомную долю обозначают греческой буквой X (читается «хи*). Зная атомные доли изотопов элемента (/j, Хг и т. д.) в их природной смеси и соответствующие нуклонные числа (Л,, Лг и т. д.), можно вычислить относительную атомную массу элемента: Л = ХГ^1 +Х2'^2 + -+Хп‘^,.-Заметное отклонение значения относительной атомной массы элемента от целого числа указывает на существование изотопов. Так, Купрум (Аг = 63,546) имеет два изотопа (®®Си и ®'Си), Цинк (Л, = 65.38) — пять (®"Zn, “Zn. «‘Zn, ^Zn и ^*^n), Станнум (Д. =118,71) — десять. Уточнение важных химических понятий. Из курса химии 7 класса вам известно, что относительные атомная, молекулярная, формульная массы являются отношениями масс атома, молекулы, формульной единицы к 1/12 массы атома Карбона. Однако существующие в природе атомы этого элемента неодинаковы. Карбон имеет два нуклида — (атомов этого вида — 98,89 % от общего количества атомов Карбона) и *®С. В качестве атомной единицы массы выбрана 1/12 массы атома Карбона-12. Приводим уточненные определения упомянутых физических величин: относительные атомная, молекулярная, формульная массы являются отношениями массы атома, молеку' лы, формульной единицы к 1/12 массы атома Одна из соответствующих расчетных фор' мул имеет такой вид: ЛАЕ) = - ГПа(Е) 12 Уточняем также определение едипнй*^ измерения количества вещества; 152 J Шголь — это порция вещества, которая содержит столько ^формульных единиц (т. е. атомов, молекул, сочетаний дтомов или ионов), сколько атомов содержится в 12 г лида *^С. Радионуклиды. Многие нуклиды являются неустойчивыми; ядра соответствующих атомов самопроизвольно распадаются на меньшие ядра, отдельные частицы (рис. 57). Такое явление называют радиоактивньш^ распадом (о нем упоминалось в предыдущем параграфе). В связи с этим нуклиды делят на стабильные и радиоактивные. Последние называют радионуклидами. Рис. 57. Распад ядра нуклида гэб|, 92U nJT $ интересно Содержанию радионуклида ® Ископаемых банках ?®стений, {рвотных, <*'^вобытного J?^OBeKa ^Ределяют ^Возраст. Для большинства элементов известны изотопы обоих типов. Например, нуклиды Лития ®Li и ^1л являются стабильными, а ®1л — радиоактивный. Элементы с порядковыми номерами 43, 61, а также 84 и выше имеют только радиоактивные изотопы. В клетках периодической системы указаны (в квадратных скобках) нуклонные числа тех нуклидов, которые распадаются наиболее медленно. Применение радионуклидов. Радионуклиды используют в биологии, химии, медицине, археологии, современной технике, а также в физических экспериментах, связанных с получением новых элементов. Важной сферой применения радиоактивных изотопов является атомная энергетика. На атомных электростанциях вырабатывают почти половину всей электроэнергии в Украине. 153 Во время распада неустойчивых ядер атомов возникает излучение, небольшие дозы ко-горо. го приводят к серьезным заболеваниям, высокие — к гибели всего живого. Поэтому работа с радиоактивными веществами требует особого внимания, осторожности и должна предусматривать защиту людей и окружающей среды от этого излучения. Некоторые радиоактивные изотопы, например Карбон-14, Калий-40, встречаются в природе, но, к счастью, в очень незначительном количестве. Они медленно распадаются и не приносят вреда живым организмам. Это интересно При взрыве атомной бомбы выделяется в миллион раз больше энергии,чем при взрыве обычной бомбы. Атомные катастрофы. Атом бывает не только мирным. Явление радиоактивного распада атомов Урана, Плутония было использовано для создания атомного (ядерного) оружия. Такое оружие применили Соединенные Штаты Америки в 1945 г. против мирного населения. Были сброшены две атомные бомбы на японские юрода Хиросима и Нагасаки. В одно мгновение погибли тысячи людей, на значительных территориях оказались разрушенными все здания. Человечество узнало о лучевой болезни, из-за которой умерло в течение нескольких десятилетий много жителей этих городов. в мире предпринимаются меры по огран1Гче* нию производства ядерного оружия. Действуют международные соглашения о запрете его испытаний в воздухе, на земной поверхности, под водой. ^1еловечество должно приложить максимум усилий, чтобы не допустить возникновения атомного конфликта. Иначе жизнь на нашей планете может исчезнуть навсегда (рис. 58). В 1986 г. в Украине произошла авария на Чернобыльской атомной электростанции (ЧАЭС). Она привела к разрушению 4-го блока станции (рис. 59) и выброса в окружающую 154 ! рис. 58. ^Человечество яомнит об опасном атоме ОПАСНЫЙ АТОМ т Рис. 59. 4-й блок ЧАЭС после аварии среду значительных масс радиоактивных веществ. Погибли люди — те, кто тушил возникший пожар, кто работал вблизи атомного реактора. Позже потеряли здоровье или умерли тысячи людей, участвовавших в ликвидации последствий аварии. Значительная часть территории Украины, загрязненная радионуклидами, постепенно восстанавливается естественным путем. Однако в зоне, примыкающей к ЧАЭС, до сих пор запрещено проживать людям. Осуществляется постоянный контроль за состоянием защитного сооружения, которое возведено над разрушенным реактором. Необходимыми условиями для развития атомной энергетики являются максимальная безопасность людей и надежность оборудования. ВЫВОДЫ Виды атомов одного элемента с различным количеством нейтронов называют изотопами, а любой вид атомов — нуклидом. Изотопы — это нуклиды одного элемента. Относительные атомная, молекулярная, формульная массы являются отношениями массы 155 атома, молекулы или формульной единицы 1/12 массы атома Моль — порция вещества, которая содержит столько формульных единиц, сколько атомов содержится в 12 г нуклида Нуклиды бывают стабильными и радиоактивными. Радионуклиды используют в различных областях науки, техники, в энергетике, медицц. не, военном деле. Радиоактивные вещества опасны для людей, всей живой природы. 211. Что такое изотопы, нуклиды? Как их обозначают? Ответ проиллюстрируйте примерами. 212. Сколько протонов, нейтронов и электронов имеет каждый из таких нуклидов: ^°Ne, ^’■Ne, ^°Са, ^^Pt? 213. Приведите полные обозначения таких нуклидов: Нитроген-15, Сульфур-33, Неон-22. 214. Учитывая, что в природе существуют два нуклида Гидрогена (^Н. ^Н) и три нуклида Оксигена ^^0, ^®0), определите, сколько может быть разновидностей молекул воды. Напишите их химические формулы с обозначением нуклидов (образец — ^Н^Н^®0). Сколько значений массы может иметь молекула воды? 215. Один ученик сказал, что относительная масса атома равна относительной атомной массе соответствующего элемента, приведенной в периодической системе, а второй ему возразил. Кто из учеников прав? Ответ аргументируйте. 216. Природный Магний состоит из изотопов и ^®Mg- Атомная доля первого нуклида составляет 78,7 %, второго " 10,1 %. Рассчитайте относительную атомную массу элемента. 217. Элемент Бор имеет два природных нуклида. Атомная доля нуклида составляет 80,43 %. Используя точное значение относительной атомной массы Бора, приведенное в периодической системе, определите второй нуклид этого элемента. 218. Что такое радионуклиды? Какое явление называют радиоак-тивным распадом? 219. В медицине используют радионуклид, атом которого содержит 54 заряженные и 33 электронейтральные частицы. Приведите обозначение этого радионуклида. 156 для ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ Ядерные реа1<ции Элементы, не существующие в природе (их свыше 20), называют ■йскусственными. Они «родились» в научных лабораториях в результате ядерных реакций — превращений, при которых изменяются (ядра атомов. Ученые пытаются соединить атомные ядра с протонами, нейтронами, другими (легкими) ядрами. Эти частицы разгоняют до высокой скорости в специальных установках (ускорителях) и бомбардируют ими ядра-мишени. Во время таких экспериментов иногда ^образуются атомы новых элементов. Заметим, что при химических реакциях элементы остаются неизменными. Впервые ядерную реакцию осуществил английский физик Э. Резерфорд в 1919 г. Он «облучал» атомы Нитрогена а-частицами (это — ядра атомов Гелия) и обнаружил образование ядер одного из нуклидов Оксигена, а также протонов (рис. 60); Рис. 60. Условное [изображение ядерной реакции е ?Не /IV ^ iH 0( • а 17 О Уравнение ядерной реакции отличается от химического уравнения наличием индексов слева от символа каждого элемента. Верхний индекс, как вам известно, является нуклонным числом, а нижний — протонным числом. Суммы одноименных индексов в ^евой и правой частях уравнения ядерной реакции одинаковы. Например, для приведенного выше уравнения они таковы: 4 -г 14 = 17 ч-1; 2 -ь 7 = 8 -»-1. Открытие Резерфорда инициировало проведение многих экспериментов с целью получения новых, неизвестных науке элементов. Во второй половине прошлого столетия и в начале нынешнего 'Американские, российские и немецкие физики с помощью ядерных Реакций получили ряд элементов, которые «заняли» пустые клетки в периодической системе после Урана. Их назвали трансурановыми элементами. Они принадлежат к III группе, побочной подгруппе. fv 1А 157 25 Современная модель атома Материал параграфа поможет вам: > понять, что такое орбиталь, энергетический уро-вень и подуровень: > выяснить формы и размещение орбиталей в пространстве: > определять максимальное количество элекгро-нов на энергетическом уровне и подуровне. Рис. 61. «Места пребывания» электрона в атоме Гидрогена Результаты исследований электронов свидетельствуют о том, что эти частицы отличаются от обычных физических тел. Электрон имеет свойства и частицы, и волны. Точно определить его размер, траекторию движения и координаты в пространстве невозможно. Электронные орбитали. Электрон может находиться в любой точке атома (рис. 61). Часть пространства в атоме, где пребывание электрона наиболее вероятно, называют орбиталью. Орбиталь с электроном похожа на микроскопическое облако (существует термин ♦электронное облако»). В нем распределены и масса, и заряд электрона. Орбитали могут иметь несколько формЧ Простейшая среди них — сферическая (рис. 62), т. е. форма шара (в его центре находится ядро атома). Такую орбиталь обозначают буквой St а электрон в ней называют «-электроном. Вторая разновидность формы — гантелеобразно^ (рис. 63). Ее имеетр-орбиталь. Такие орбиталк размещены в пространстве вдоль осей ih поэтому их еще называют р^-, р^,-, р^-орбиталЛ ми. В них находятся р-электроны. Существу* Рис. 62. Сферическая орбиталь (s-орбиталь) ^ Формы орбиталей определены с помохцью расчетов. 158 ют еще d- и /"-орбитали, которые имеют более сложные формы. рис. 63. 1Нтелео6разные читали Г(р-ор6итали): а, б, в — рч)рбитали с разным [размещением в пространстве; г — три рч)рбитали в одном атоме Z V, У X 6 Любую орбиталь упрощенно изображают маленьким квадратом стрелкой: а электрон в ней — t О’ о В каждой орбитали может находиться один или два электрона. Эти два электрона отличаются друг от друга свойством, которое называют спином^. Его упрощенно представляют как вращение электрона вокруг собственной оси (так вращается наша планета, вследствие чего происходит смена дня и ночи). Один из электронов вращается вокруг этой оси по часовой стрелке, другой — против часовой стрелки, т. е, имеет противоположный спин (рис. 64). Эти электроны обозначают в орбитали противоположно направленными стрелками: ^ис. 64. Электроны ^разными ®^инами и орбиталь, в которой находятся два электрона, является заполненной. Если в орбитали — один электрон, его называют неспаренным, а если два — спаренными. * Терм ин происходит от английского слова spin — вращаться. 159 Энергетические уровни. Важнейшей харн^;. теристикой электрона, которую можно опре. делить довольно точно, является его энергия. Электроны, которые занимают в атоме одну или несколько орбиталей одинаковой формы ц размера, имеют одинаковую энергию. Чем компактнее орбиталь и чем ближе к ядру находит, ся электрон, тем его энергия меньше. i \ Энергия электрона 5ИТ.Д. .— Af 4 —4г Ад \ ‘— Ар \ J,— 3d л 4s 3 —^vr Зр 3S 2 2р 2s 1 — — Is Подуровень Энергетический уровень Схема 16. Энергетические уровни Современная модель атома учитывает энергию электронов. В ней эти частицы распределяют по так называемым энергетическим уровням (схема 16). Каждый энергетический уровень заполняют электронами с одинаковой или очень близкой энергией. Электроны первого уровня имеют наименьшую энергию; они находятся на наименьшем расстоянии от ядра атома. Второй уровень занимают электроны с большей энергией, третий — с еще большей и т. д. Вместо термина «энергетический уровень» нередко используют другой — «электронная оболочка». Энергетические уровни состоят из подуровней, причем номер уровня указывает на количество подуровней. Так, у первого уровня имеется один подуровень, у второго — два, у третьего — три (схема 16) и т. д. Распределение электронов по энергетическим уровням. Каждый энергетический уровень вмещает ограниченное количество электронов. Их максимальное число определяют по формуле N_(e) = 2n^ где п — номер уровня. На первом энергетическом уровне моясет находиться не более чем 2 • 1 ^ = 2 электрона. Он** размещаются в одной орбитали (сферической)» являются s-электронами, имеют одну и ту энергию, но различаются своими спинами. 160 Заполнение электронами первого энергетического уровня проиллюстрируем так называемыми электронными формулами (рис. 65) и их графическими вариантами: Is Is Is* т Is' ti .рис. 65. }Ктронная фмула Номер энергетического уровня Количество электронов в орбитали Тип орбитали интересно ^ектроны ®^чинают ^Ьиолнять ^^-орбиталь *>осле ^олнения ^•“Орбитали. Второй энергетический уровень может вместить максимум 2 * 2^ = 8 электронов. Два из них занимают одну s-орбиталь, но большего объема, чем та, которая принадлежит первому уровню. Они также имеют противоположные спины. Остальные шесть электронов второго уровня являются р-электронами. Поскольку в каждой орбитали может находиться не более двух электронов, то р-ор6италей должно быть 6:2 = 3. Это орбитали одного энергетического уровня; они имеют одинаковый объем и расположены вдоль осей координат (рис. 63). Электронная формула заполненного второго энергетического уровня — 2s22p^ Сферическая орбиталь для электрона более выгодна, чем гантелеобразная. Поэтому энергия s-электронов второго энергетического уровня немного ниже, чем р-электронов: 2р TJ. и Т4. 2s и Итак, второй энергетический уровень состоит из двух подуровней. Их обозначают так же, как и соответствующие электроны: s-подуро-вень, р-подуровень (схема 16). Третий энергетический уровень вмещает не более 2 • 3^ = 18 электронов. Он состоит из трех подуровней — 3s, Зр и 3d. Если на s-подуровне может быть не более 2-х электронов, на р-под- Хнм ИЯ, 8 кл. 161 уровне — не более 6-ти, то максимальное количество электронов на d-подуровне составляет 18 - 2 - 6 = 10. Это — d-электроны; онц занимают пять орбиталей. ► Запишите электронную формулу и ее графический вариант для третьего энергетического уровня, полностью заполненного электронами. Современная модель атома позволяет воспроизвести его электронное строение, определить возможности соединения атома с другими атомами, а также потери атомом или присоединения им электронов. Все это предопределяет химические свойства простых и сложных веществ. ВЫВОДЫ Часть пространства в атоме, где пребывание электрона наиболее вероятно, называют орбиталью. Орбитали имеют несколько форм — сферическую (в такой орбитали находятся 8-электроны), гантелеобразную (в ней находятся р-электроны) и некоторые другие. В орбитали могут находиться один или два электрона. Свойство электрона, наиоминаюню^ враше-ние вокруг собственной оси, называют спином. В современной модели атома электроны распределяют по энергетическим уровням и подуровням. Каждый уровень и подуровень вмещает ограниченное количество электронов. 220. Что такое орбиталь? Какие формы имеют s- и р-орбитали? 221. Как размещены в пространстве р-орбитали одного атома? Поче* му обозначение s-орбитали не имеет индекса (например, sj*? 162 w 222. Найдите соответствие; 1) Г 2) Г 3) и 223. 224. 225. 226. 227. а) заполненная орбиталь; б) спаренные электроны; в) электроны с противоположными спинами; г) неспаренный электрон; д) свободная (вакантная) орбиталь. Назовите характеристики, по которым один электрон может отличаться от другого или быть похожим на него. Энергия какой частицы меньше: s-электрона на 1-м энергетическом уровне или р-электрона на 2-м энергетическом уровне? Ответ аргументируйте. Всегда ли энергия электрона 3-го энергетического уровня выше, чем элекгрона 2-го уровня? Изменится ли ответ, если сравнивать энергию электрона 4-го уровня и электрона 3-го уровня? Используйте схему 16. Какая запись дает больше информации об электронах: электронная формула или ее графический вариант? Почему? Среди указанных подуровней назовите те, которые в атоме невозможны: бр, 2d, 1р, 5s. 26 Строение электронных оболочек атомов Материал параграфа поможет вам: > составлять электронные формулы атомов; > прогнозировать значения валентности элемента, исходя из электронного строения атома; > различать основное и возбужденное состояния атома. Размещение электронов в атомах. Все в окружающем мире стремится перейти в состояние с наименьшей энергией. Такое состояние является самым устойчивым и потому самым выгодным. Принципом наименьшей энергии определяется и электронное строение атома. 163 Электроны в атоме размещаются так, чтобы их энергия была минимальной. Рассмотрим, как заполняют электроны энергетические уровни и подуровни в атомах различных элементов. Атом элемента № 1 Гидрогена содержит только один электрон. Согласно принципу наименьшей энергии этот электрон должен находиться как можно ближе к ядру, т. е. при. надлежать первому энергетическому уровню и занимать s-орбиталь. Электронная формула атома Гидрогена^ и ее графический вариант таковы: ,Н Is*; Is t Атом элемента № 2 Гелия имеет два электрона. Может ли второй электрон разместиться на первом энергетическом уровне? Да, так как максимальная «емкость» первого уровня — 2 электрона. Эти частицы будут различаться только своими спинами. Запишем электронную формулу атома Гелия и ее графический вариант: гНе Is^; Is и В атоме элемента № 3 Лития — три электрона. Два электрона занимают ls-орбиталь (схема 16). Первый энергетический уровень заполнен, и третий электрон размещается на втором уровне. Из орбиталей 2s- и 2р- он «выбирает» ту, которая имеет более низкую энергию, т. е. 2а-орбиталь. Электронная формула атома Лития и ее графический вариант таковы: 2р aLi ls^2s*; 2s щППП Is * Запись электронной формулы атома еще называют электронн*^** конфигурацией. 164 Рис. 66. Клетка элемента Лития Электроны на последнем энергетическом уровне атома называют внешними, Б атоме металлического элемента Лития — один внешний электрон; он находится в 28-орбитали. Чтобы выделить в атоме внешние электроны, используют сокращенную запись электронной формулы. Для атома Лития она такова: [He]2s*. Символ элемента Гелия в квадратных скобках означает, что внутренняя часть электронной оболочки атома Лития такая же, как и электронная оболочка атома Гелия (Is^). Сокращенные записи электронных формул атомов имеются в коротком варианте периодической системы Менделеева (форзац I, рис, 66). Иногда электронные формулы атомов записывают, указывая только внешние электроны. Такая формула для атома Лития — ... 2s'. В атоме элемента № 4 Бериллия — 4 электрона. Четвертый электрон «составляет пару» третьему и размещается в 2з-орбитали: 2р 4Ве ls"2s^ или [He]2s^; 2s Is и Ti Атом элемента № 5 Бора имеет 5 электронов. Пятый электрон принадлежит второму энергетическому уровню и размещается в одной из р-орбиталей: 2р sB ls"2s'2p', или[Не]2в"2р'; 2s Is и т и в атоме элемента № 6 Карбона появляется шестой электрон. Он может либо «подселиться» к пятому электрону в одну р-орбиталь, либо занять другую р-орбиталь. Реализуется вторая возможность: электроны, имея одноименные заряды, отталкиваются друг от друга; им выгоднее разместиться в разных орбиталях. 165 Рис. 67. Атомы элементов 2'ГО периода U Электронная формула атома Карбона и ее графический вариант: 2р вС W2s^2p\ или [He]2s^2p^; 2s Is Ti т т п Учитывая то, что каждый электрон старается занять вакантную орбиталь последнего подуровня, а в случае ее отсутствия ♦подселяется» к другому электрону (с противоположным спином), запишем электронные формулы атомов остальных элементов 2-го периода: ___2р 7N W2s^2p\ или [He]2s'2p^ 2s Is ti ЩГг Ti gO ls^2^2p\ или [He]2s^2p'*; 2s [ti Isfn 2p Ti 2p *F ls=^2s"2p^ или [He]2s^2p^; loNe ls^2s^2p®, или [He]2s^2p‘"; 2s Is 2s Is Ti ti Ti T Ti Ti 2p Ti Заполнение электронами орбиталей внешне* го энергетического уровня в атомах элементов 2-го периода показано на рисунке 67. Be 6 N О S 166 ! В атоме элемента № 11 Натрия начинается заполнение третьего энергетического уровня. На нем появляе-гся один электрон: 3d Зр 3s 2s Is ti ti ti ti ti ijNa ls^2s^2p*^3s‘, или [Ne]3s4 Это интересно Электронное гроение :;атомов [ементов, [■крытых в последнее ^ремл, не гстановлено. ► Выведите электронные формулы атомов остальных элементов 3-го периода. Советуем запомнить: количество энергетических уровней атома, на которых находятся электроны, совпадает с номером периода, в котором находится элемент. При составлении электронных формул атомов элементов 4-го периода нужно учитывать, что энергия подуровней возрастает в таном порядке (схема 16): Is < 2s < 2р < 3s <3р< 4s < 3d < 4р, а на последнем энергетическом уровне в атоме не бывает больше 8 электронов. Состояние атома, в котором орбитали заполнены электронами в соответствии с принципом наименьшей энергии, называют основным. Внешние электроны атома и оалентность элемента. Существует связь между размещением электронов на последнем энергетическом уровне атома и значениями валентности элемента. Сопоставим некоторые факты. Атом Гидрогена имеет один электрон; значение валентности элемента равно 1. На внешнем энергетическом уровне атома Лития — тоже один электрон, а атома Флуора — семь электронов. 167 среди которых один — неспаренный. Литий и Флуор — одновалентные элементы. В атоме Оксигена на внешнем уровне — два неспар(?н-ных электрона; этот элемент двухвалентен. Количество неспаренных электронов в атоме указывает на возможное значение валентности элемента. Атом Карбона содержит два неспаренных электрона (с. 166). Однако этот элемент в своих соединениях (кроме угарного газа СО) проявляет валентность 4. Значит, в атоме Карбона должно быть не два, а четыре неспаренных электрона. Они появляются в результате разъединения пары 2а-электронов: один из электронов, получив порцию энергии, переходит в вакантную р-орбиталь. Процесс перехода электрона с одной орбитали в другую (в пределах одного энергетического уровня) называют возбуждением amo^fa. Возбужденное состояние атома обозначают звездочкой вверху после символа элемента: С С* Это интересно Отдельный атом, находящийся в возбужденном состоянии, быстро возвращается в основное состояние, теряя при этом часть своей энергии. ls"2s^2p" -> ls"2s*2p' 2р 1з и 2s Is т т т и основное состояние атома Карбона возбужденное состояние атома Карбона В атомах Оксигена и Флуора нет вакантных орбиталей. Поэтому разъединение пар 2s- и 2р-электронов невозможно. Значение валентности этих элементов совпадает с количеством неспаренных электронов в атомах: 2 — Оксигена и 1 — для Флуора. В атомах Гелия и Неона во всех орбитал^^ находятся лишь пары электронов, а свобоД' ных орбиталей нет. Эти элементы не прояв^^' 168 ют такого свойства как валентность; их атомы неспособны соединяться друг с другом и с другими атомами. ВЫВОДЫ Электроны в атоме размещаются так, чтобы их энергия была минимальной. На каждом энергетическом уровне электроны сначала заполняют 8-ор6итали, а затем — р-орбитали. Количество неспаренных электронов в атоме указывает на во;)можное значение валентности элемента. Атом при наличии свободных орбиталей на последнем энергетическом уровне может пере-xOAifTb в возбужденное состояние. При этом за счет разъединения электронных пар количество песпаренных электронов в атоме возрастает и возникает предпосылка для проявления элементом более высокой валентности. 228. Атом элемента 2-го периода имеет на последнем энергетическом уровне 6 электронов. Сколько среди них спаренных электронов. а сколько — неспаренных? 229. Атомы каких элементов 2-го периода в основном состоянии имеют один неспаренный электрон, два неспаренных электрона? 230. Назовите элемент, атом которого имеет такую электронную формулу: а) Is^; б) ls^2s^2p®3s^; в) [He]2s^2p®; г) [Ne]3s^. 231. Назовите два элемента, атомы которых в основном состоянии содержат одинаковое количество всех s- и всех р-электронов. 232. Может ли существовать возбужденное состояние для атомов Гидрогена, Силиция, Нитрогена? Ответы обоснуйте. 233. Найдите соответствие: ип 1) Ti т \п а) основное состояние атома; б) возбужденное состояние атома. 169 2) ls^2s^2p‘' 3) frl Ti n n ti 4) ls^2s^2p^ 234. Напишите электронную формулу и изобразите ее графический вариант для возбужденного атома Бора. 235. Какое значение валентности проявляет атом с такой электронной формулой: а) Т □ ti б) t ti в) [Ne]3s^ г) ls=2s^2p"? 27 Периодический закон и электронное строение атомов Материал параграфа поможет вам: > выяснить, чем современная формулировка периодического закона отличается от той, которую дал Д. И. Менделеев; > понять физическую суть периодического закона: > усвоить связь между номером периода и количеством энергетических уровней в атоме, а также между номером группы и количеством электронов на внешнем энергетическом уровне: > объяснять изменение радиусов атомов элементов в периодах и группах. Современная формулировка периодически го закона. Д. И. Менделеев, как и его совр® менники, еще не знал, какое строение 170 атом. Однако он был уверен в том, что причину периодичности в изменениях химического характера элементов и свойств веществ нужно искать в самих атомах. Ученый понимал, что периодический закон требует более глубокого познания. Открытие сложного строения атома помогло установить, что фундаментальной характеристикой каждого элемента является заряд ядра атома, а не масса, поскольку у большинства элементов есть изотопы. Поэтому ныне периодический закон формулируют так: свойства химических элементов, простых веществ, а также состав и свойства соединений находятся в периодической зависимости от значений зарядов ядер атомов. Известно, что Менделеев разместил в периодической системе Иод после Теллура, хотя масса атома Иода немного меньше. Основными критериями для ученого были, кроме атомной массы, химический характер элементов и свойства образованных ими веществ. Теперь мы знаем, что ядро атома Иода содержит на один протон больше, чем ядро атома Теллура, и поэтому порядковый номер Иода должен быть на единицу большим. В периодической системе имеется еще несколько пар элементов, которые следовало бы поменять местами^ учитывая значения атомных масс. Среди них — Аргон и Калий. Атом Калия содержит на один протон больше. Но почему его относительная атомная масса меньше, чем Аргона? Оба элемента имеют по три природных нуклида. Аргон почти целиком состоит из <>тяжелого>* нуклида ^^Аг; таких ато- мов ствуют еще нуклиды 99,6 % от их общего количества (суще-36Аг ^^Аг). У Калия преобладает -легкий»» нуклид на который приходится 93,2 % всех атомов (существуют еще нуклиды и 171 Физическая суть периодического закона. Обратим внимание на внешние элект|юнные оболочки атомов первых 18 элементов (рис. 68). Период Группы ■ 1 II Ш IV V VI VII viiT~ ] 1 Н (!)* 2 8 и 2з' (1) 4 Be (Ш 5 В 2в*2р* ^Ц) , 6 С CIV) 7 N 2s*2p* (IV) 8 О 2s^2p* ill) 9 F 2^2р^ (I) 10 2s^2p« 3 11 Na . <12 12 Mg 8s* (Ш 13 А1 (1П) 14 Si 8«*3р® ИУ) 15 Р Зв^Зр* (V) 16 S Зв^Зр^ (VI) 17 а Зв^Зр^ (V») 18 Ar 3s^3p* * В скобках приведено значение валентности элемента (единственное или максимальное). Рис. 68. Фрагмент периодической системы Вы видите, что в естественном ряду химических элементов количество внешних электронов в атомах и их размещение в орбиталях периодически повторяются. Например, в атомах Гидрогена (элемент № 1), Лития (№ 3), Натрия (№ 11) на последнем энергетическом уровне находится один $>электрон, в атомах Гелия (№ 2), Бериллия (J^ 4), Магния (№ 12) — два s-электрона. Зная количество внешних электронов, можно предсказать химический характер элемента. В атомах элементов 2-го и 3-го периодов Лития, Бериллия, Натрия, Магния, Алюминия на последнем энергетическом уровне находится небольшое количество электронов — от 1 до 3. Это металлические элементы. В атомах неметаллических элементов внешних электронов больше — от 4 до 8. Поскольку состав внешней электронной оболочки атома влияет на химический характер элемента, то периодичность изменения электронного строения атомов элементов обусловливает периодичность изменения состава и свойств веществ. В этом заключается физическая суть периодического закона. Классификация элементов по электроннО' му строению атомов. В основе одной из классификаций химических элементов лежит элеИ* 172 л тронное строение атомов. В зависимости от типа орбитали, в которой размещаются электроны с наибольшей энергией (внешние электроны), элементы делят на четыре типа: s-элементы, р-элементы, d-элементы и f-элементы. Клетки элементов каждого типа в периодической системе имеют определенный цвет — розовый (s-элементы), желтый (р-элементы), синий (d-элементы) или зеленый (/‘-элементы). S-Элементы (кроме Гелия) принадлежат к главным подгруппам I и II групп, а р-элемен-ты — главным подгруппам III—VIII групп. Во всех побочных подгруппах содержатся d-элементы, а /-элементы принадлежат к побочной подгруппе III группы. Это — лантаноиды и актиноиды; они вынесены за пределы основного поля периодической системы. Периодическая система, электронное строение атомов и валентность элементов. С электронным строением атомов согласуются номера периодов и групп: • номер периода, в котором находится элемент, указывает на количество энергетических ухювней (электронных оболочек) в его атоме; • номер группы, к которой принадлежит s- или р-элемент, совпадает с количеством электронов на внешней оболочке атома* и указывает на максимальное значение валентности элемента (рис. 68). Поэтому внешние электроны еще называют валентными. Существует несколько элементов, максимальные значения валентности которых отличаются от номеров соответствующих групп периодической системы. Нитроген — элемент V группы, но значение его валентности не превышает 4. Постоянные значения валентности Оксигена (2) и Флуора (1) также не отвечают номерам групп (VI и VII). Причину этого мы рассмотрели в предыдущем параграфе. Для d-элемснтов III—VII групп номера групп совпадают с общим ^^слом электронов на двух последних подуровнях (d- и а-). Ж 173 Радиусы атомов элементов в периодах и группах. Атом в нашем представлении является микроскопическим шариком, имеющим определенный paдиyc^ Радиус атома — это расстояние от цен-тра ядра до сферической поверхности, которой касаются орбитали с электронами последнего энергетического уровня. Радиусы атомов зависят от зарядов ядер и количества энергетических уровней, на которых размещены электроны. Атомы элементов одного периода имеют одинаковое количество энерх'етических уровнен, но разные радиусы (рис. 67, 69). Заряды ядер атомов элементов в периоде возрастают. Чем больше заряд ядра, тем ближе к нему находятся электроны и тем радиус атома меньше. Такую зависимость объясняет закон физики, согласно которому частица с бс)льшим зарядом сильнее притягивает (или отталкивает) другую. Радиусы атомов элементов в периоде уменьшаются слева направо. А1 S1 С1 Аг Рис. 69. Атомы элементов 3>го периода ► Воспользовавшись рисунком 69, сопоставьте радиусы атомов металлических и неметаллических элементов 3-го периода. Теперь сравним атомы элементов одной группы (подгруппы). В них с увеличением порядкового номера возрастает количество энергетических уровней, на которых размещены электроны. Это приводит к увеличению размеров атомов (рис. 70). Чем больше энергетических уровней имеет атом, тем его радиус больше- ' Радиусы отдельного атома и такого, который находится в всшВ' стве, различны. 174 Радиусы атомов элементов в группе (подгруппе) возрастают сверху вниз. Рис. 70. Атомы элементов главной подгруппы (группы Обратите внимание на заряды ядер атомов Лития, Натрия и Калия. Они резко возрастают: +3 (Li), +11 (Na), +19 (К). Это должно усилить притяжение электронов к ядру и вызвать уменьшение радиусов атомов. Однако возрастающие заряды ядер в значительной мере экранируются зарядами электронов внутренних оболочек, как бы нейтрализуются ими. А количество этих электронов от Лития к Калию увеличивается почти так же, как и заряды ядер. Поэтому определяющим фактором, который влияет на радиусы атомов элементов одной группы (подгруппы), является количество энергетических уровней. ВЫВОДЫ Периодический закон ныне формулируют так: свойства химических элементов, простых ве1цеств, а также состав и свойства соедипений находятся в периодической зависимости от значений зарядов ядер атомов. Физическая суть периодического закона заключается в том, что с возрастанием зарядов ядер периодически изменяется электронное строение атомов, что обусловливает периодическое изменение химического характера элементов, их валентности, свойств простых веществ и соединений. Исходя из электронного строения атомов, различают s-, р-, d- и /-элементы. Номер периода, в котором находится элемент, указывает на количество энергетических уровней в его атоме, а номер группы — на количество электронов на внешнем уровне и максимальное значение валентности. Радиусы атомов элементов в периоде уменьшаются слева направо, а в группе (подгруппе) возрастают сверху вниз. 175 236. Постепенно или периодически изменяется с возрастанием порядкового номера элемента: а) общее количество электронов в атоме; б) количество электронов на внешнем энергетическом уровне? 237. Какова, на ваш взгляд, причина того, что относительная атомная масса Теллура больше, чем Иода, хотя атом Теллура содержит на 1 протон и 1 электрон меньше? 238. Выпишите в столбик все символы элементов, которые начинаются с буквы N. После каждого символа укажите название и тип соответствующего элемента (s-, р-, d- или f-элемент). 239. Не составляя электронных формул, укажите количество электронов на последнем энергетическом уровне в атомах С1, РЬ, As. Кг. 240. Какую информацию о химическом элементе можно получить из электронной формулы атома? 241. Элементам каких типов принадлежат такие электронные формулы атомов: а) ls^2s^2p®3s^; б) ls^2s^2p^; в) ls^2s^2p®3s^3p'*? 242. Что такое радиус атома? От каких факторов зависит его значение? 243. Атом какого элемента в каждой паре имеет больший радиус: Si—Р, F—Вг, Н—Не, Na—Be? Ответы аргументируйте. 244. Определив характер изменения радиусов атомов в рядах элементов Be—Mg—А1 и Be—В—Ai, выберите правильный ответ. а) радиус атома Бериллия больше, чем атома Алюминия; б) радиус атома Алюминия больше, чем атома Бериллия; в) радиусы атомов Бериллия и Алюминия почти одинаковы. 245. Назовите элемент, атом которого, на ваш взгляд, имеет, а) наименьший радиус; б) наибольший радиус. Объясните ваш выбор. 28 Характеристика элемента по его положению в периодической системе и строению атома Материал параграфа поможет вам: > выяснить, что понимают под характеристикой химического элемента; 176 V составлять характеристику элемента и определять тип его простого вещества по положению элемента в периодической системе и строению атома. Разобравшись в сути периодттческого закона, зная, какая информация об элементах имеется в периодической системе, и опираясь на электронное строение атома, вы можете составить характеристику элемента, определить тип его простого вещества. План характеристики элемента 1. Место элемента в периодической системе (номер периода, номер группы, главная или побочная подгруппа). 2. Относительная атомная масса. 3. Состав атома, т. е. количество протонов, нейтронов (если элемент входит в число двадцати элементов, имеющих по одному природному нуклиду) и электронов. Вероятность существования природных изотопов (по отклонению значения относительной атомной массы от ближайшего целого числа). 4. Электронное строение атома, т. е. размещение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. 5. Тип элемента (s-,p-, d-, /-), его химический характер (металлическим или неметаллическим является элемент). 6. Максимальное и минимальное значения валентности (по номеру группы периодической системы, к которой принадлежит элемент, и количеству неспаренных электронов в атоме). Возможность нахождения атома в возбужденном состоянии. 7. Тип простого вещества, образованного элементом (металл или неметалл). ^РАЖНЕНИЕ. Составить характеристику Фосфора по положению элемента в периодической системе и строению атома. Решение Элемент Фосфор находится в 3-м периоде, пятой группе, ^^вной подгруппе. В соответствующей клетке периодической ^ ^мия, 8 кл. Рис. 71, Клетка Фосфора в периодической системе системы (рис. 71) находим символ элемента — Р. Поскольку в клетке приведено лишь одно название — фосфор, то оно является названием как элемента, так и его простого вещества*. 2. Относительная атомная масса элемента — 30,974. 3. Порядковый номер элемента (протонное число) — 15. В состав атома Фосфора входят 15 протонов и 15 электронов. Фосфор находится среди тех двадцати элементов (§ 23), которые имеют по одному природному нуклиду. Нуклонное число для нуклида Фосфора получаем, округляя значение относительной атомной массы элемента до целого числа: 30,974 а 31. Обозначение нуклида — ^*Р. Количество нейтронов в ядре нуклида равно разности между нуклонным и протонным числами: 31 — 15 = 16. 4. Поскольку Фосфор находится в 3-м периоде, то электроны в его атоме размещены на 3-х энергетических уровнях. Первый и второй уровни заполнены; они содержат соответственно 2 и 8 электронов (таково электронное строение атома элемента № 10 Неона). На третьем, внешнем, уровне находятся 5 электронов (их количество для элемента главной подгруппы совпадает с номером группы): 2 электрона — на За-подуровне и 3 — на Зр-подуровне. Электронная формула атома Фосфора — ls"2s22p®3s"3p®. Ее графический вариант с изображением не только заполненных, но и вакантных орбиталей последнего энергетического уровня (З^-орбиталей) имеет такой вид: 3d 3$ 2s Is ti Зр 1 1 Т т т — 2р и Ti Ti ti * Существует несколько простых веществ этого элемента. Важне*^' шие из них — красный и белый фосфор. 178 5- Фосфор — p-элемент, поскольку при заполнении энергетических уровней атома последний электрон занимает р-орби-таль. Фосфор является неметаллическим элементом; он находится в длинном варианте периодической системы справа и выше ломаной линии, 6, Минимальное значение валентности Фосфора равно 3 (таким ^является количество неспаренных электронов в атоме). Существует возможность перехода одного электрона из За-орбитали в 8^-ор6италь: Р -> Р* ls"2s"2p®3s"3p" -> Ia22s22p"3s*3p"3d* 3d 3s Зр t Т и 3d Количество песпаренных электронов в возбужденном атоме шеличивается до пяти. Поэтому максимальное значение [ентности Фосфора равно 5. 7. Поскольку Фосфор — неметаллический элемент, то его |'Простое вещество является неметаллом. Характеристика Гидрогена. Элемент № 1 — единственный, который размещают в двух клетках периодической системы Д. И. Менделеева. Его можно найти в главных подгруппах I и VII групп. Каждый вариант размещения Гидрогена имеет свое обоснование. 1. Гидроген похож на элементы главной подгруппы I группы — щелочные элементы. Он одновалентен; в его атоме на последнем (единственном) энергетическом уровне находится один электрон. 2. Гидроген сходен и с элементами главной подгруппы VII группы — галогенами. Это — неметаллический элемент. Постоянное значе- 179 ние его валентности совпадает с минимальным значением валентности галогенов. Простое вещество Гидрогена — газ водород Hg —-по своим свойствам имеет много общего с фтором р2 и хлором CI2. Какому же варианту размещения Гидрогена в периодической системе следует отдать предпочтение? Единого мнения нет. Поэтому этот элемент можно обнаружить и в I, и в VII группе. При составлении характеристики элемента Гидрогена необходимо учитывать оба варианта его размещения в периодической системе. ВЫВОДЫ Химический элемент характеризуют, указывая его положение в периодической системе, относительную атомную массу, состав и электронное строение атома, химический xapaicrep, тип (исходя из электронного строения), максимальное и минимальное значения валентности (с учетом возможности нахождения атома в возбужденном состоянии), а также тип простого вещества. 246. Охарактеризуйте Литий и Сульфур по плану, приведенному в параграфе. Примите во внимание то, что атом Сульфура может находиться в двух возбужденных состояниях. 247. Назовите несколько элементов, которые имеют значение валентности 7. 248. Для каких элементов максимальные значения валентности не совпадают с номерами групп, в которых они находятся? 249. В чем сходство между водородом и хлором? Чем отличается водород от натрия? 180 29 Периодическая система, химический характер элементов и свойства простых веществ Материал параграфа поможет вам: > выяснить, как изменяется характер элементов в периодах и группах: > прогнозировать химические свойства простых веществ и их активность, учитывая положение элементов в периодической системе. Вы знаете, что существуют металлические и неметаллические элементы. Первые находятся в периодической системе в начале каждого периода и в середине больших периодов. Их атомы имеют на внешнем энергетическом уровне, как правило, от одного до трех электронов. Неметаллические элементы завершают периоды. Внешних электронов в их атомах больше — от четырех до восьми: Период Группы 1 II III IV V VI VII VIII 3 Na 3s* Mg А1 3s^3p* Si 3s^3p^ P 3s^3p® s 3s^3p^ Cl 3s^3p® Ar 3s^3p® Металлические элементы Неметаллические элементы 1 Металлические элементы образуют простые вещества металлы, а неметаллические — простые вещества неметаллы. Химический характер элемента определяют прежде всего по химическим свойствам его простого вещества, т. е. учитывают, вступает ли оно в реакции, характерные для металлов или неметаллов, а если вступает, то насколько активно. 181 Рис. 72. Отношение магния к воде: а — холодной; б — горячей. Образование магний гидроксида фиксирует фенолфталеин Химическая активность металлов — простых веществ элементов одного периода. Выясним, как изменяется активность простых веществ металлических элементов 3-го периода в реакциях с водой и хлоридной кислотой. Вам хорошо известно, что натрий бурно взаимодействует с водой в обычных условиях. Магний вступает в аналогичную реакцию только при нагревании (рис. 72), а алюмин1П1 даже в кипящей воде остается неизменным*. Таким образом, химическая активность металлов по отношению к воде возрастает в ряду алюминий — магний — натрий. ЛАБОРАТОРНЫЙ ОПЫТ № 13 Сравнение химической активности магния и алюминия в реакции с кислотой Поместите в одну пробирку немного магниевой стружки, а в другую — алюминиевой (вместо нее можно взять алюминиевую фольгу). Налейте в обе пробирки по 1—2 мл разбавленной хлоридной кислоты. Что наблюдаете? Если в одной из пробирок реакция не происходит, нагрейте ее содержимое, но не до кипения. По интенсивности выделения газа (какого?) и условиям протекания реакций сделайте вывод о том, какой металл более активный — магний или алюминий. Сопоставьте размещение * Алюминий начинает взаимодействовать с водой при попадании нв него ртути. 182 соответствующих металлических элементов в периодической системе. Составьте уравнения реакций. Химическая активность металлов — простых веществ элементов главной подгруппы. Обратим внимание на отношение к воде простых веществ элементов главной подгруппы II группы. Убедиться в различной активности магния и кальция можно, осуществив такой эксперимент. В две пробирки наливают немного воды и добавляют по 1—2 капли раствора 4>енол-фталеина. В одну пробирку вносят небольшой кусочек кальция, а в другую — магниевую стружку. С водой будет реагировать только кальций. Если пробирку с магнием и водой нагреть, то и в ней начнется реакция. ► Сопоставьте химическую активность магния и кальция с размещением соответствующих элементов в периодической системе. Составьте уравнения реакций магния и кальция с водой. Изучив другие реакции металлов (например, с неметаллами, солями), можно обнаружить такую закономерность: металлический характер элементов и химическая активность металлов усиливаются в периодах справа налево, а в главных подгруппах — сверху вниз. Анализируя эту закономерность, приходим к выводу: типичные металлические элементы находятся в левом нижнем углу длинного варианта периодической системы. Это — Франций, Цезий, Радий. Химическая активность неметаллов — простых веществ элементов одного периода. Сравним особенности протекания реакций про- 183 Это интересно Фосфин РНз — очень ядовитый горючий газ с запахом гнилой рыбы. стых веществ неметаллических элементов 3-го периода с водородом. Силиций не реагирует с водородом, а фос фор вступает с ним в реакцию при температу{)(. более 300 ®С и повышенном давлении; 2Р + ЗНг'= 2РНз. Сера начинает взаимодействовать с водородом при температуре 200 ®С: S + Hz^HjS. Смесь хлора с водородом на свету взрываетс я (в темноте реакция не происходит): Clj + На *= 2НС1. Эти и другие факты свидетельствуют о том, что активность неметаллов в ряду силиций — фосфор — сера — хлор возрастает. Аналогичное изменение химической активности наблюдаем для неметаллов, образованных элементами 2-го периода. Азот реагирует с водородом при нагревании и наличии катализатора (продукт реакции — аммиак Nlig). Смеси кислорода и водорода, фтора и водорода взрываются; первая —при поджигании, авто-рая — в обычных условиях и даже в темноте. ► Составьте реакций. уравнения соответствующих Химическая активность неметаллов — простых веществ элементов главной подгруппы. Сопоставим протекание реакций с водородом галогенов — простых веществ элементов главной подгруппы VII группы. О реакциях фтора и хлора с водородом говорилось выше; фтор проявляет б6льшу*<^ активность, чем хлор. Бром взаимодействует с водородом лишь при нагревании и наличии катализатора Вг2 + На 2НВг, а реакция иода с водородом не происход*^'*^ полностью ни при каких условиях 184 i2 + a L2 ^ 2HL Таким образом, химическая активность простых веществ возрастает в ряду иод — бром — хлор — фтор. Неметаллический характер элементов и химическая ^активность неметаллов усиливаются в периодах слева направо, а в главных подгруппах — снизу вверх. Типичные неметаллические элементы находятся в правом верхнем углу длинного варианта периодической системы. Это — Флуор, Хлор, Оксиген. Материал параграфа обобщен в схеме 17. Усиление металлического ... характера элементов, Cs... химической активности Ff Ra... металлов ...О F Усиление неметаллического ... С1 характера элементов, химической активности неметаллов Схема 17. Изменение химического характера элементов и активности простых веществ в периодической системе (длинный вариант] 1 *ВЫВОДЫ Химический характер элемента обусловлен химическими свойствами его простого вещества. Металлический характер элементов к активность металлов усиливаются в периодах справа налево, а в главных подгруппах — сверху вниз. Неметаллический характер элементов и активность неметаллов усиливаются в периодах слева направо, а в главных подгруппах — снизу вверх. Типичные металлические элементы находятся в левом нижнем углу длинного варианта периодической системы, а типичные неметаллические элементы — в правом верхнем углу. ii 1В5 250. В чем проявляется химический характер металлических элементов, неметаллических элементов? 251. Какой элемент третьего периода образует наиболее активный металл, а какой — наиболее активный неметалл? Назовите порядковые номера этих элементов и номера групп, в которых они находятся. 252. Какое простое вещество должно быть более активным в химических реакциях; литий или натрий, калий или кальций, сера или селен, теллур или иод? 253. Назовите элементы, которые завершают периоды. К какому типу элементов они относятся и какие простые вещества образуют? Что вы знаете о химической активности этих веществ? 30 Периодическая система и химические свойства соединений Материал параграфа поможет вам: > прогнозировать химические свойства высших оксидов и гидроксидов по положению элементов в периодической системе; > узнать, как изменяется характер высших оксидов элементов в периодах и группах; > выяснить химические свойства важнейших соединений элементов с Гидрогеном. Оксиды. Наиболее характерными для элементов являются высшие оксиды. В таком оксиде элемент проявляет максимально возможное для него значение валентности. Оно совпадает с номером группы периодической системы, где находится элемент. Проследим, как изменяются свойства высших оксидов в зависимости от положения элементов в периодической системе. 186 ПЕРИОД Основные свойства О2О ВеО В2О3 СО2 N2O5 Кислотные свойства Рассмотрим высшие оксиды элементов 2-го периода (табл. 5). Первый элемент этого периода — металлический Литий. Он образует основный оксид LigO. За Литием следует Бериллий, тоже металлический элемент. Его оксид ВеО — амфотерный. Другие элементы этого периода принадлежат к неметаллическим элементам. Бор, Карбон и Нитроген образуют кислотные оксиды — В2О3, СО2, N2O5. У первых двух соединений кислотные свойства выражены слабо, а у третьего — в полной мере. Оксида Окси-гена, разумеется, не существует. Таблица 5 Высшие оксиды элементов 2-го периода Элемент и Be В с N 0 F Ne Формула окс1{да 1Л20 ВеО В2О3 СОг N2O5 — * — Тип оксида Основ- ный Амфо- терный Кислотный — * Соединение OF2 не является оксидом; его название — оксигеы фторид. В периодах кислотные свойства высших оксидов уси-(ливаютс51 слева направо, а основные свойства — в противоположном направлении. ► Напишите формулы высших оксидов элементов 3-го периода и сопоставьте основные и кислотные свойства этих соединений. Подтверждается ли вывод, изложенный выше? Свойства высших оксидов в главных подгруппах каждой группы элементов также изменяются постепенно. В качестве примера приводим оксиды элементов Ш группы (табл. 6). ^ главных подгруппах оснбвные свойства высших оксидов усиливаются сверху вниз, а кислотные свойства — в противоположном направлении. 187 Таблица 6 Высшие оксиды элементов главной подгруппы III группы I Элемент Формула оксида Тип оксида В В2О3 Кислотный А1 AI2O3 Амфотерный Ga СязОз In 1П2О3 Т1 ТЬОз Основный ► Сопоставьте оснбвные и кислотные свойства высших оксидов элементов главной подгруппы II группы. Подтверждается ли вывод, изложенный выше? ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА Оснбвные свойства В2О3 А AI2O3 Оа^Оз 1П2О3 TI2O3 Кислотные свойства Гидроксиды. Гидроксид, или гидрат оксида, — это соединение оксида с водой. О соответствии свойств оксидов и гидроксидов упоминалось ранее (с. 37, 43,87). Если гидроксид происходит от оснбвного оксида, то он является основанием, если от амфотерного оксида — амфотерным гидроксидом, а если от кислотно го — оксигенсодержащей кислотой; NagO => NaOH основный основание оксид AI2O3 => А1(ОН)з амфотерный амфотерный оксид гидроксид SO3 ^ Н^04 кислотный кислота оксид Отсюда следует такой вывод: изменения основных и кислотных свойств гидратов оксидов в периодах и группах (главных подгруппах) должны быть такими же, как и для оксидов. В периодах кислотные свойства гидроксидов усилина* ются слева направо, а оснбвные свойства — в противоположном направлении. 188 в главных подгруппах оснбвные свойства гидроксидов усиливаются сверху вниз, а кислотные свойства — в противоположном направлении. Проиллюстрируем эти выводы данными о химическом характере гидратов высших оксидов элементов 2-го и 3-го периодов (табл. 7). Таблица 7 Гидроксиды элементов 2-го и 3-го периодов Перио- ды Группы 1 П Ш IV V VI VII 2 ООН ще- лочь Ве(ОН>2 амф, гидроксид Н3Ю3 слабая хсислота Н2СО3 слабая хсислота HNO3 сильная кислота — 3 NaOH ще- лочь ШОЩг основа- ние А1(ОН)з амф. гидроксид H^iOa слабая кислота Н3РО4 кислота * H2SO4 сильная кислота HCIO4 сильная кислота Примечание. Звездочкой обозначена кислота средней силы. Соединения элементов с Гидрогеном. Вам известны лишь несколько таких соединений, в частности хлороводород HCI, сероводород H2S. Однако они существуют для большинства элементов. Их строение и свойства неодинаковы, они изменяются в периодах и группах, но не так просто и наглядно, как свойства оксидов или гидроксидов. Рассмотрим соединения элементов 3-го периода с Гидрогеном (табл. 8). Первый элемент в этом периоде — Натрий. Он образует соединение NaH (натрий гидрид), которое состоит из ионов Na^ и Н’. По строению, некоторым свойствам и даже внешнему виду (белое кристаллическое веищство) натрий гидрид напоминает соли, в частности натрий хлорид NaCl. (Соединение Магния, следующего элемента в периоде, имеет формулу MgHg. Это также ионное вещество, которое сходно с солями. Соединение Алюминия с 189 Таблица 8 Соединения элементов 3-го периода с Гидрогеном Элемент Na Mg AI Si Р S Cl Ar Формула соединения NaH MgH2 A1H3 SiH4 РНз HgS HCl — Строение Ионное Атомное Молекулярное — Агрегатное состояние в обычных условиях Твердое Газообразное — Это интересно Жидкий аммиак (W = -33*^C) реагирует со щелочными металлами как кислота (с выделением водорода). Гидрогеном AIH3 имеет атомное строение и от солей отличается. Силиций и Фосфор находятся в середине периода. Силан SiH4 и фосфин РНд — газы, которые почти не растворяются в воде и не реагируют с ней. Эти веп;ества состоят из молекул. Далее в периоде размещены Сульфур и Хлор. Их соединения с Гидрогеном — сероводород H2S и хлороводород НС1 — являются молекулярными веществами. Это — газы, которые растворяются в воде; их растворы ведут себя как кислоты. Строение и свойства большинства соединений элементов 2-го периода с Гидрогеном такие же, как и соединений элементов 3-го периода. Приведем несколько примеров. Литий гидрид LiH — ионное кристаллическое вещество, напоминаюгдее соль (как и Nall). Метан СН4 — газообразное молекулярное соединение, нерастворимое в воде (как и SiH4)-Фтороводород HF — газ, который состоит из молекул. Его водный раствор проявляет кислотные свойства; это — фторидная кислота. Словом, фтороводород похож на хлороводород НС1. Однако два соединения элементов 2-го периода с Гидрогеном — аммиак NH3 и вода HgO —' отличаются соответственно от фосфина РНз сероводорода HgS. Аммиак хоть и является 190 газом, но его раствор напоминает очень разбавленный раствор щелочи. А вода — соединение нейтрального характера. ВЫВОДЫ Существует связь между химическими свойствами высишх оксидов, соответствующих гидроксидов и положением элементов в периодической системе. Основные свойства высишх оксидов и гидроксидов усиливаются в периодах справа налево, в главных подгруппах — сверху вниз, а кислотные свойства — в противоположном направлении. Соединения типичных металлических элементов с Гидрогеном имеют ионное строение и напоминают соли. Соединения типичных неметаллических элементов с Гидрогеном состоят из молекул. Их водные растворы являются кислотами. 254. Содержит ли периодическая система информацию об оксидах? Если да, то какую именно и какой вариант таблицы —длинный, короткий? 255. Напишите химические уравнения, которые подтверждают амфотерность: а) бериллий оксида; б) хром(111) гидроксида. 256. У какого из соединений основные (кислотные) свойства должны быть выражены сильнее: а) LijO или НЭзО; б) SiOj или Р2О5; в) КОН или Са{0Н)2; г) Н2Те04 или H2Se04? 257. Какой оксид, основание и кислота имеют наибольшие массовые доли Оксигена среди соединений своего класса? Вычислите их значения. 258. Какой объем занимают при нормальных условиях такие оксиды: сернистый газ массой 4 г, вода массой 36 г? ■- 259. Объясните наличие пропусков в строке периодической системы, название которой — «Летучие соединения с Гидрогеном». 2б0. Запишите формулы соединений Кальция с Гидрогеном и Арсена с Гидрогеном. Какое строение должно иметь каждое соедине- 191 ние — молекулярное, ионное? Предскажите некоторые физические свойства этих соединений. 261. Массовая доля Гидрогена в соединении с другим элементом составляет 10 %. Определите элемент и рассчитайте массовую долю Оксигена в оксиде этого элемента. 3dL Значение периодического закона. Жизнь и деятельность Д. И. Менделеева Материал параграфа поможет вам: понять значение периодического закона; узнать о жизненном пути выдающегося ученого Д. И. Менделеева. Значение периодического .закона. Современную химию невозможно представить без периодического закона и периодической системы элементов. Периодический закон, или закон периодичности, аккумулирует важнейшие знания о химических элементах, простых веществах и соединениях. Он позволяет объяснить многие химические факты, помогает осознать и обосновать различные закономерности в мире химических элементов, веществ и их превращений, предсказать возможности получения неизвестных соединений. Открытие Д. И. Менделеевым периодического закона побудило к поискам пршгин периодичности среди элементов, простых веществ и однотипных соединений. Ученые сконцентрировали свои усилия на исследовании атомов, их природы. Обнаружение рубеже XIX—XX вв. сложного строения атома, а позже — и атомного ядра приве.по к выяснению физической сути периодического закона. Менделеев писал, что «периодическо- 192 rr Рис. 73. Д. И. Менделеев в студенческие *“оды му закону будущее не грозит разрушением, а только надстройки и развитие обещает». Значение периодического закона для химической науки огромно. Его успешно используют и в других науках; этот закон помогает постичь научную картину материального мира. Ученые-биологи доказали, что подобные элементы и их соединения могут выполнять сходные функции в организме, иногда — заменять друг друга. На основании химического анализа горных пород, минералов, руд геологи обнаружили, что подобные элементы часто встречаются в природе вместе. Исследуя соединения аналогичного состава, физики установили сходство их строения и физических свойств. Периодический закон и периодическая система являются основой неорганической химии. Ученикам и студентам не стоит запоминать состав и химические свойства большого количества веществ. Это и невозможно сделать. Нужно научиться выделять, понимать и прогнозировать главное об оломсптах и веществах, используя периодический закон и периодическую систему. Жизнь и деятельность Д. И. Менделеева. Дмитрий Иванович Менделеев родился в сибирском городе Тобольск в 1834 г. Его отец был учителем, затем — директором местной гимназии. Дмитрий, обучаясь в этой гимназии, больше всего интересовался математикой и физикой. В 1850 г. Д. И. Менделеев поступил на физико-математический факультет Санкт-Петербургского главного педагогического института (рис. 73). Здесь он увлекся химией. В 1855 г. Менделеев закончил институт с золотой медалью и был направлен на работу учителем гимназии в г. Симферополь. Из-за Крымской войны он переехал в Одессу, учительствовал в Ришельевской гимназии, а затем возвратился в Петербург, где защитил магистерскую диссертацию. В 1857 г. Менделееву присудили 193 интересно Русский юэт А. Блок 1исал о Менделееве: в...Он давно зсе знает... Его знание наиболее [10ЛН0. Оно лроисходит уг гениальности... » 1^ «наш {ft.», л. и.. } Рис. 74. Обложка учебника Д. И. Менделеева «Основы химии** звание доцента; он читал лекции в Петербургском университете. В 1859—1861 гг. Менделеев работал в Гейдельбергском университете (Германия), где исследовал физические свойства газов и жидкостей. Он установил, что существует температура (так называемая критическая температу-ра кипения), выше которой вещество не можег находиться в жидком состоянии даже при высоком давлении. Ученый вывел уравнение состояния идеального газа, которое ныне называют уравнением Менделеева — Клапейрона. В 1860 г. Менделеев принял участие в I Международном съезде химиков в Карлсруэ. Возвратившись в 1861 г. в Петербург, y^ie-ный продолжает работать в университете, пишет учебник ♦Органическая химия», разрабатывает химическую теорию растворов. В 1865 г. Менделеев защищает докторскую диссертацию, а в 1868 г. становится профессором Санкт-Петербургского университета. Ученый инициирует создание Русского физико-химического общества (оно существует и по сей день и носит имя Менделеева). У него было много учеников — молодых химиков. В 1869 г. в возрасте 35 лет Д. И. Менделеев открыл периодш1еский закон. Периодическую систему он включил в свой знаменитый учебник фОсновы химии» (рис. 74), в котором изложил важнейшие химические знания на основе периодического закона. Менделеев преобразовал совокупность химических элементов в стройную систему. С того времени наука химия 11риобрела целостность и логическое совершенство. фОсновы химии» были изданы в России при жизни ученого 8 раз, а также во многих других странах. Автор постоянно дополнял и совершенствовал свой учебник. Менделеев имел широкий круг научных интересов в различных областях естествознания и промышленности. Он выдвинул теорию минерального (неорганического) происхождС' ния нефти, предложил промышленный способ 194 Рис. 75. Д. И. Менделеев в мантии профессора Эдинбургского университета (Англия). С картины художника И. Е. Репина 7W ' У W'v: ч Рис. 76. Д* И. Менделеев в последние (“оды жизни ее переработки, транспортировку нефти трубопроводом, изобрел способ изготовления бездымного пороха. Выдающийся ученый также исследовал изменение давления в атмосфере с высотой, совер-П1енствовал технику разнообразных измерений, пов1Ш1ал точность взвеишва-ний, изменяя конструкции весов. Он организовал Главную палату мер и весов. Д. И. Менделеев постоянно давал полезные рекомендации относительно добычи нефти, выращивания зерновых культур, создал программу развития промышленности России, разрабатывал идеи развития различных областей хозяйства, настаивал на тщательном изучении природных ресурсов. Ученый поддерживал тесные связи с Украиной, химиками Киевского и Харьковского университетов, был избран почетным членом советов Киевского, Харьковского и Одесского университетов. В 1898 г. Менделеев принял участие в создании Киевского политехнического института. Он изучал работу угледобывающей промышленности в Донбассе, предложил идею подземного превращения угля в газообразное топливо. Среди его друзей были известные украинские художники. Менделеев немного знал украинский язык. Д. И. Менде.теев был очень образованным, высококультурным человеком. Его избрали своим почетным членом свыше 70 академий наук и научных обществ разных стран. Ученому присвоили звание профессора Оксфордский, Кембриджский, другие престижные университеты мира (рис. 75). Полное собрание научных работ Менделеева насчитывает 25 томов. В конце жизни Менделеев писал: ♦ ...периодический закон, исследование упругости газов, понимание растворов как ассоциаций, фОсновы химии». Здесь все мое богатство. Оно не отнято у кого-то, а создано мной, это мои дети...» (рис. 76). 195 Умер Менделеев в 1907 г. В честь выдающегося ученого, признавая его заслуги перед мировой наукой, было решено дать открытому американскими учеными в 1955 г. химическому элементу N° 101 название Менделевий. ВЫВОДЫ Периодический закон — основной закон химии. Он устанавливает связь между всеми химическими элементами, позволяет предс1са-зать их характер, свойства простых веществ и соединений. Периодический закон используют физюсн, биологи, геологи, ученые других специальностей. Изучать химию, не опираясь на периодический закон и периодическую систему элементов, невозможно. Дмитрий Иванович Менделеев, открыв периодический закон и создав периодическую систему элементов, стал одним из выдающихся химиков. Он много сделал для развития химической науки, промышленности, образования, поддерживал тесные связи с Украиной. 262. Почему периодический закон способствовал открытию новых химических элементов? 263. Каковы возможные причины нахождения подобных элементов в одном минерале? 264. Почему химику Д. И. Менделееву удалось сделать много полезного для различных отраслей промышленности, выдвинуть идеи рационального освоения природных ресурсов? 265. Узнайте из литературы, Интернета, какие высшие учебные заведения, научно-исследовательские институты названы именем Менделеева, какие почтовые марки и монеты выпущены в честь ученого, открытого им периодического закона и созданной периодической системы. Расскажите о результатах поиска на уроке химии. 196 4 раздел Химическая связь и строение вещества Атомы почти всех элементов не могут долго существовать поодиночке. Они соединяются с такими же или другими атомами. Многие атомы металлического элемента, соединяясь вместе, образуют металл. Алмаз, графит, красный фосфор состоят из соединенных между собой атомов неметаллических элементов. Два атома Оксигена объединяются в молекулу О2: из таких молекул состоит газ кислород. Вода содержит молекулы Н2О, каждая из которых образована двумя атомами Гидрогена и одним атомом Оксигена. Натрий хлорид NaCl состоит не из молекул, а из ионов Na*^ и С1 . Соединение частиц любого типа происходит с выделением энергии. Взаимодействие между атомами, молекулами, ионами, благодаря которому частицы удерживаются вместе, называют химической связью. Почему и как соединяются атомы? Чем обусловлено превращение электронейтраль-ных атомов в заряженные частицы — ионы? Как зависят физические свойства веществ от их строения? Ответы на эти и другие вопросы вы найдете в материале данного раздела. Узнаете и о том, что при образовании химической связи электронные оболочки атомов претерпевают определенные изменения. 197 32 Устойчивость электронных оболочек. Превращение атомов в ионы Материал параграфа поможет вам: > понять, какие электронные оболочки атомов и ионов являются самыми устойчивыми: > определять электронное строение простых катионов и анионов; > выяснить, чем ионы отличаются от атомов. Электронное строение атомов инертных элементов. Среди всех простых веществ лишь инертные газы — гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон — состоят из отдельных атомов. Долгое время ученым не удавалось осуществить химические реакции с участием инертных газов; их атомы «не хотели» соединяться с атомами других элементов*. Причина химической пассивности этих веществ стала понятной позже, после открытия строения атомов. Электронное строение атомов первых трех инертных элементов таково: Is Не—Is"; и 2р Ne — ls"2s"2p®; 2s ti Ti ti ti Зр Аг — ls"2s"2p®3s"3p®;... 3s ti ti Ti Ti (внешние электроны) Два электрона в атоме Гелия заполняют первый энергетический уровень. Электронная * Сравнительно недавно были получены некоторые соединения Криптона, Ксенона и Радона с Флуором и Оксигеном. 198 оболочка атома Неона состоит из двух заполненных уровней: первый содержит 2 электрона, а второй — 8. В атоме Аргона, кроме этих уровней, есть третий, незавершенный. На нем размещаются 8 электронов, которые заполняют 3s- и Зр-подуровни. Атомы Криптона, Ксенона и Радона также имеют на последнем (незавершенном) энергетическом уровне по 8 электронов (среди них — два s-электрона и шесть р-электронов). Учитывая химическую пассивность инертных газов и строение атомов соответствующих элементов, приходим к такому выводу: внешняя 8‘Электронная оболочка является для атома выгодной и устойчивой^. Ее часто называют электронным октетом^. Образование положительно заряженных ПОНОВ. Натрий (элемент № 11) находится в периодической системе после инертного элемента Неона. Электронная формула атома Натрия — ls"2s"2p®3st На последнем энергетическом уровне в атоме имеется лишь один электрон, а на предпоследнем — октет электронов (2s"2p®). Не удивительно, что атом Натрия легко теряет Зз-электрон. Какая же частица образуется при этом? Ядро атома не изменяется (а значит, и сам элемент). В нем содержится 11 протонов (заряд ядра равен + 11), а электронов становится на один меньше, т. е. 10 (их суммарный заряд равен -10). Электронейтральный атом превращается в частицу, которая имеет заряд: +11 - 10 = +1. Это — ион Натрия Na^. Его электронное строение такое же, как и атома инертного элемента Неона; ион Натрия является устойчивой частицей с внешним электронным октетом. Запишем схему превращения атома Натрия в ион и электронные формулы этих частиц: Устойчивость атома Гелия обеспечивает единственная, заполненная двумя электронами, 1$-орбиталь. Слово происходит от латинского octo — восемь. 199 атом Na ион Na^ Na-e ^Na^; ls^2s^2p®3s\ или [Ne]3s*; ls^2s^2p®, или [Ne]. Электронный октет мог бы образоваться иначе — в результате присоединения к единственному внешнему электрону атома Натрия еще семи. Однако этого не происходит. Очевидно, атому легче отдать один электрон, чем присоединить семь. Вы знаете, что положительно заряженные ионы называют катионами, В каждом катионе содержится больше протонов, чем электронов. Катионы Na' входят в состав почти всех соединений Натрия, среди которых — оксид КагО, гидроксид NaOH, различные соли. ► Напишите схему превращения атома Магния в соответствующрш ион и приведите электронные формулы обеих частиц. Атомы металлических элементов имеют на внешнем энергетическом уровне небольшое количество электронов (как правило, от одного до трех) и способны отдавать их, превращаясь в катионы. Образование отрицательно заряженных ионов, в атоме элемента 17 Хлора на внешнем энергетическом уровне находится 7 электронов (3s^3p% Этот атом способен присоединить один электрон (который может отдать ему, например, атом Натрия) и превратиться в ион СГ . Электронное строение иона Хлора такое же, как и атома инертного элемента Аргона. Схема превращения атома Хлора в ион и электронные формулы этих частиц таковы: С1 + е"->СГ; атом С1 — ls^2s^2p®3s^3p®, или [Ne]3s^3p^; ион С1~ — ls^2s^2p^3s^3p^, или [Аг]. 200 Отрицательно заряженные ионы называют анионами. В состав каждого аниона входит больше электронов, чем протонов. Анионы СГ содержатся в солях хлоридной кислоты — натрий хлориде NaCl, кальций хлориде CaClg и др. ► Напишите схему превращения атома Окси-гена в соответствующий ион и приведите электронные формулы обеих частиц. Атомы неметаллических элементов (кроме инертных) имеют на внешнем энергетическом уровне от четырех до семи электронов и способны присоединять дополнительные электроны, превращаясь в анионы. Большинство простых {одноатомных) ионов содержат на внешнем энергетическом уровне октет электронов. Отличия ионов от атомов. Катион и атом Натрия имеют одинаковые заряды ядер (+11), анион и атом Хлора — тоже (+17). Однако состав электронных оболочек, размеры (радиусы), свойства простого иона и атома каждого элемента различны. Кроме того, ионы — заряженные частицы, а атомы — электронейтрал ьные. Электронное строение атомов Na и С1, ионов Na' и СГ, а также радиусы этих частиц приведены на схеме 18. Сопоставив радиусы атомов и ионов, катионов и анионов, можно обнаружить такие закономерности: • радиусы катионов меньше, чем радиусы соответствующих атомов; • радиусы анионов и соответствующих атомов почти одинаковы; • радиусы большинства анионов превышают радиусы катионов. Сравним некоторые свойства катиона и атома Гидрогена. Ионы содержатся в воднорл растворе кислоты и придают ему кислый вкус. 201 г Is^ 2s^2p® 3s^ i Na^ I II Is" 2s"2p® [Ne] R{Na*) < R(Na) 0,028 HM 0Д71HM АТОМЫ Na Cl II III 1 1 111 R(Na) > R{CI) 0,171 HM* 0,072 HM Is" 2s"2p® 3s^3p^'^ ИОНЫ i СГ I II III R(Na^) < R(CD 0,028 HM 0,074 нм ls^2s^2p*’ 3s^3pMAr) R(CI ) « R(CI) 0,074 HM 0,072 нм * 1 HM (нанометр) составляет 10"® м. Схема 18. Характеристики атомов и ионов Натрия и Хлора Атомы Гидрогена таким свойством не обладают. В отличие от ионов, они легко соединяются друг с другом в молекулы Н2, из которых состоит простое вещество — водород. ВЫВОДЫ Наиболее устойчивая внешняя электронная оболочка атома или простого иона содержит восемь электронов. Атомы металлических элементов способны отдавать электроны внешней оболочки и прв' вращаться в катионы, а атомы неметаллических элементов — присоединять электроны и превращаться в анионы. Катионы имеют меньшие радиусы, чем соответствующие атомы. Радиусы анионов почти и® отличаются от радиусов атомов. 202 266. Что общего в электронном строении атомов инертных элементов? 267. Какая частица содержит больше электронов: а) атом или соответствующий катион: б) атом или соответствующий анион? 268. Какие из элементов — Rb, Mg, Ar, S, N, Al — способны образовывать катионы, a какие — анионы? Определите заряд иона каждого элемента и напишите формулы этих частиц. 269. Составьте электронные формулы ионов Be""", Р^“, F” и К"". 270. Назовите три катиона и два аниона, которые имеют такую же электронную оболочку, что и ион F~. 271. Какой атом имеет такое же электронное строение, что и ион Алюминия? Напишите электронную формулу частицы и изобразите ее графический вариант. 272. В атоме какою элемен1а содержится на 2 электрона меньше, чем в ионе Магния? 273. Составьте электронную формулу частицы, которая имеет 16 протонов и 18 электронов. Назовите эту частицу. 274. Гидроген — единственный элемент, для которого известны и катион, и анион. Напишите химические формулы этих ионов и схемы их образования из атома. Какая частица имеет наименьший радиус — катион, анион или атом Гидрогена? Почему? 275. Укажите частицу с наибольшим и наименьшим радиусом: атом Аг, ионы К% Ca^^ С1". Ответ обоснуйте. 33 Ионная связь. Ионные соединения Материал параграфа поможет вам: > выяснить, как соединяются ионы друг с другом; > понять строение ионных веществ; > объяснять физические свойства соединений, состоящих из ионов. Ионная связь. Ионные соединения. Многие вещества состоят из ионов. Положительно заряженные ионы в результате действия элек- 203 тростатических сил соединяются с отрицательно заряженными. Взаимодействие между противоположно заряженными ионами в веществе называют ионной связью. Катион и анион притягиваются друг к друг>' тем сильнее, чем больше заряд каждой частицы и чем меньше расстояние между ними, а в слут^ше их контакта — чем меньше их радиусы. На это указывает один из законов физики, который вы будете изучать в 9 классе. Соединения, состоящие из ионов, называют ионными соединениями. К ионным соединениям относятся основные и амфотерные оксиды, щелочи, соли. Все эти вещества содержат катионы металлических элементов (например, Na"^, Са^*, Аниона- ми в ионных оксидах являются ионы , в щелочах — ОН , а в солях — ионы кислотных остатков (С1 , NOg, SO|", РО|" и др.). Отметим, что из ионов состоят некоторые другие бинарные соединения, образованные типичными металлическими элементами, например LigN, MggPg, NaH. Вместе с тем ни одно соединение двух неметаллических элементов, например хлороводород НС1, углекислый газ СОд, не содержит ионов. Вы уже научились составлять формулы ионных соединений — оксидов металлических элементов, оснований, солей. Напомним, что для этого нужно знать состав и заряды соответствующих катиона и аниона. Помните: в ионном соединении сумма зарядов всех катионов и анионов равна нулю. ► Составьте формулу феррум(Ш) сульфата. Формула ионного соединения указывает fis соотношение в нем катионов и анионов. 204 \ Рис. 77. Природные кристаллы Строение ионных соединений. Все ионные соединения в обычных условиях являются, как правило, кристаллическими веществами. Кристаллическое строение имеют многие молекулярные и атомные вещества, а также металлы. Из курса химии 7 класса вам известно, что кристалл — это естественное твердое тело, которое имеет плоские грани (поверхности) и прямые ребра (стыки поверхностей). Такая форма тела является результатом четкой последовательности в размещении атомов, молекул или ионов в веществе. Кристаллы каждого вещества имеют характерную форму (рис. 77). Если посмотреть на поваренную соль через увеличительное стекло, то увидим множество бесцветных прозрачных кубиков. /<роме кристаллических, существуют аморфные твердые вещества. К ним, в частности, относится стекло. Оно состоит из катионов Na*, Са^* и анионов различных силикатных кислот. Даже в изготовленном стеклянном кубике или предмете другой правильной формы отсутствует порядок в расположении ионов. Если стеклянный предмет разбить, то получим осколки произвольной, несимметричной формы; их поверхности не будут плоскими, а ребра — прямыми. В кристалле ионного вещества каждый катион находится в контакте с определенным количеством анионов, а анион — с таким же или другим количеством катионов. В любом направлении наблюдается строгое чередование катионов и анионов. Последовательность размещения ионов внутри кристалла зависит от состава вещества, т. е. соотношения катионов и анионов, а также от соотношения радиусов этих частиц. Кристаллическая решетка. Внутреннее строение кристаллов описывают с помощью модели, название которой — кристаллическая 205 решетка. Это схема или объемный макет размещения частиц в небольшой части кристалла (рис, 78), Исходя из такой модели, можно воспроизвести строение вещества в целом. »ис. 78. кристаллические »ешетки ионных оединений: I — упрощенные юдели; i — масштабные юдели. Келтые japHKH — зтионы Na*, кирпичные» — зеленые — 1НИОНЫ СГ, :иние — F" а ^NaCI СаГ Шарики в кристаллической решетке имитируют частицы вещества — ионы, атомы, молекулы, Они размещены в так называемых узлах кристаллической, решетки, В упрощенных моделях (рис, 78, а) шарики имеют произвольные радиусы и не касаются друг друга. Сухце-ствуют еще и масштабные модели (рис, 78, б). В них радиусы шариков пропорциональны радиусам частиц и ближайшие шарики контактируют друг с другом (частшщ!, как правило, плотно ♦упакованы» в кристалле). Упрощенная модель является более наглядной, так как маленькие шарики в ней не мешают ♦заглянуть» внутрь кристалла. Ее мы будем использовать чаще. Физические свойства ионных соединений-Ионы соединяются друг с другом достаточно прочно. Для того чтобы разрушить ионнук> (06 Это интересно Некоторые соли Лития имеют невысокие температуры плавления: LiN03 253®C, ЬЮЮз129'^С, LiClO^ 247 ^С. связь, необходимо затратить немалую энергию. Этим объясняют высокие температуры плавления и кипения большинства ионных веществ. При плавлении кристаллы разрушаются, связи между ионами ослабевают, а при кипении ионы отделяются друг от друга и ♦вылетают» из жидкости. Натрий хлорид NaCl плавится при температуре +801 *^0 (ее нельзя достичь, нагревая вещество с помощью спиртовки или лабораторной газовой горелки), а кипит при температуре 1440 °С. Температуры плавления и кипения другого ионного соединения — магний оксида MgO — еще выше: 2825 и 3600 ®С. Объяснить это можно так. Ионы и имеют большие заряды и меньшие радиусы, чем ионы Na^ и С1 соответственно, и потому прочнее соединяются. Для того чтобы расплавить магний оксид, нужно нагреть соединение до более высокой температуры. Ионные вещества в твердом состоянии не проводят электрический ток, а в жидком (расплавленном) являются электропроводными. Известно, что электрический ток представляет собой направленное движение заряженных частиц (электронов, ионов). В кристалле ионы занимают фиксированные положения и перемещаться не могут. Во время плавления вещества кристаллы превращаются в жидкость, в которой ионы перемещаются в произвольных направлениях. При погружении в расплав электродов, соединенных с источником постоянного тока (аккумулятором), катионы начинают двигаться к отрицательно заряженному электроду, анионы — к положительно заряженному. Так в расплавленном ионном веществе возникает электрический ток. Вещества атомного и молекулярного строения в любом агрегатном состоянии не проводят электрический ток, поскольку состоят из элек-тронейтральных частиц — атомов, молекул. 207 выводы Ионная связь — это взаимодействие между противоположно заряженными ионами в веществе. К ионным соединениям относятся многие оксиды металлических элементов, щелочи, соли, а также другие бинарные соединении типичных металлических элементов. Большинство ионных соединений в обычных условиях находятся в кристаллическом состоянии. Их строение описывает модель — кристаллическая решетка. Каждый ион в кристалле ионного соединения окружен несколькими противоположно заряженными ионами. Ионная связь довольно прочная. Поэтому ионные вещества имеют высокие температуры плавления и кипения. В расплавленном состоянии они проводят электрический ток. 276. Какую химическую связь называют ионной? Что такое ионные соединения? 277. Укажите химические формулы, принадлежащие ионным веществам: СО2. 02t AI2O3, NH3, Na2S, HCI, BaFj. Fe. Объясните свой выбор. 278. Напишите формулы ионов, из которых состоят: а) оксиды ZnO, СГ2О3: б) основания ион, Ва(0Н)2: в) соли NaNOa, Рез(Р04)2. 279. Составьте формулы соединений, образованных такими ионами: а) Ag* и 0^ ; в) Fe^"' и NO3: б) и ОН"; г) и SOf. 280. Что такое кристаллическая решетка? Какие частицы размещены в узлах кристаллических решеток таких веществ: CaS, Mg3N2, NaH? 281. Из упрощенной модели кристалла натрий хлорида (рис. 78, а) видно, что анион С1‘, который находится в центре куба, окружен шестью ближайшими катионами Учитывая, что каждая из граней этого куба принадлежит и другому такому же кубу, скажите: 208 а) сколько ионов CI окружает ион Na*. который находится в правой нижней вершине куба; б) сколько ионов Na"^ контактирует с левым верхним ионом С1‘? 282. Какое из соединений, на ваш взгляд, имеет более высокую температуру плавления: а) U2O или NajO; б) MgO или MgFj? Ответы обоснуйте. 283. Вычислите массовые доли ионов в таких соединениях: MggNj, К2СО3, Ва(0Н)2. 34 Ковалентная связь Материал параграфа поможет вам: > выяснить, как соединяются атомы друг с другом; > различать простую, двойную и тройную ковалентную связь. Это интересно В металлах существует особая химическая связь. Ее название — металлическая. Соединяться могут не только противоположно заряженные ионы, но и электроней-тральные атомы — одинаковые или разные. Благодаря этому существуют вещества молекулярного и атомного строения. Связь в молекуле Нз. Рассмотрим, как образуется молекула водорода из двух атомов Гидрогена. Каждый атом имеет один электрон (рис, 79, а). Электронная формула атома Гвдрогена — Is*, а ее графический вариант — Для того чтобы образовалась молекула Нз, двум атомам Гидрогена необходимо сблизиться. С уменьшением расстояния между ними усиливается притяжение электронов каждого атома к ядру друго1ю атома. В определенный момент орбитали двух атомов сконтактируют (рис. 79, б), а затем начнут проникать друг в друга. При этом будет возрастать отталкивание между одноименно (положительно) заряженными ядрами атомов. Когда силы притя- 8 Химия, 810L 209 Рис. 79. Образование молекулы НгГ а — два отдельных атома Гидрогена; б — контакт атомов; в, г.д — молекула Н2 с перекрыв-шимися орбиталями и разным размещением электронов жения и отталкивания уравняются, атомы остановятся (рис. 79, в). Через область перекрывания орбиталей электроны будут переходить от одного атома к другому (рис. 79, в, г, д). Так формируется общая для двух атомов электронная пара. Каждый атом Гидрогена ♦приобретает* дополнительный электрон и выгодную электронную оболочку (как у атома Гелия). Связь между атомами, обусловленную образованием общих электронных пар, называют ковалентной' связью. Связь в молекуле водорода изображают двумя способами: Н : Н или Н—Н. Первую запись называют электронной формулой мол€кули\ в ней каждый электрон обозначают точкой. Вторая запись — графическая формула; она знакома вам из курса химии 7 класса. Отныне вы будете знать, что черточкой обозначают общую электронную пару. * Слово происходит от латинской приставки со (в переводе вместе) и термина «валентность*. — с. 210 Образование молекулы водорода из атомов можно представить такой схемой: Н- + -Н^Н:Н Связь в молекуле HCI. Рассмотрим, как соединяются два разных атома — Гидрогена и Хлора. ► Запишите электронные формулы этих атомов. Рис. 80. Перекрывание орбиталей атомов при образовании молекулы HCI В атоме Гидрогена имеется один электрон, а в атоме Хлора на внешнем энергетическом уровне — 7 электронов, из которых один — неспаренный. Атомам выгодно получить по дополнительному электрону. Первый атом заполнит свой единственный энергеткпхеский уровень, а второй будет обладать внешним электронным октетом (За^Зр®). В результате сближения атомов происходит перекрывание ls-орбитали атома Гидрогена и Зр-орбитали атома Хлора (рис. 80); из соответствующих неспаренных электронов формируется общая электронная пара. Н С1 Н С1 + Электронная и графическая формулы молекулы хлороводорода, а также схема образования молекулы из атомов таковы: Н:С1; Н-С1 Н- + -С1->Н:С1 Формулу молекулы с обозначением общей электронной пары называют упрощенной электронной формулой. Если указать все внешние электроны каждого атома, то получим полную электронную формулу. Соответствующая схема образования молекулы хлороводорода имеет такой вид; Н+*С1:->Н;С1: I 211 Это интересно Двойную и трюйную связи называют кратными связями. Связь в молекулах О2 и Ng. Между атомами Оксигена в молекуле кислорода О2 существует ковалентная связь, которая отличается от связей в молекулах Н2 и НС1, Электронная формула атома Оксигена — ls^2s^2p^, ее графический вариант — _ 2р и 2s Is n и о о •О: Si:0: Si:o *• •« О о •О; SizO; Si;0 •• •• о о Рис. 81. Ковалентные связи в CMaMUHii(lV) оксиде Si02 В р-орбиталях атома находятся два неспаренных электрона. При соединении двух атомов Оксигена эти электроны образуют две общие электронные пары: О +*0->О::О ♦ • Теперь каждый атом имеет октет внешних электронов. Полная электронная формула • • • • молекулы кислорода — 0^*0, а графическая — • • • » 0=0. Ковалентную связь, реализуемую с помощью одной общей электронной пары (например, в молекулах Н2, НС1), называют простои связью, а с помощью двух пар (в молекуле О2) — двойной. Существует еще » и тройная связь, которая осуществляется за счет трех общих электронных пар. Ею соединены атомы в молекуле азота N2: :NiiN: N=N Из вышеизложенного следует, что необходимым условием для образования ковалентной связи между атомами является наличие у каждого из них одного или нескольких неспаренных электронов. Запомните: ковалентной связью соединяются атомы неметаллических элементов. Ковалентная связь существует в простых и сложных веществах не только молекулярногог но и атомного строения (рис. в1). Она отсутствует только в инертных газах. 212 н н Рис. 82. а-Связь в молекуле водорода о-Связь‘ и 71-сдязь. В молекуле водорода Н2 область перекрывания s-орбиталей атомов Гидрогена расположена на пути прямой, соединяющей центры атомов. Такую связь называют о-связью' (рис. 82). Она существует и в молекуле НС1, где перекрываются s-орбиталь атома Гидрогена и р-орбиталь атома Хлора (рис. 80). Рассмотрим, как перекрываются орбитали с неспаренными электронами в молекуле кислорода. Пара р-орбиталей, направленных друг к другу (рис. 83, а), образует один общий участок. Это а-связь. Две р-орбитали, размещенные параллельно друг другу (рис. 83, б), перекрываются с образованием двух общих участков. Эти участки расположены над и под линией, соединяющей центры атомов. Такую связь называют к-сеязью. Рис. 83. о-Связь (а) и я-связь (6) в молекуле кислорода Рт Pyin Н^Н о|о Если простая связь всегда является о-свя-зью, то двойная связь состоит из одной а-связи и одной 7г-связи. Составными частями тройной связи (например, в молекуле N2) являются одна а-связь и две тс-связи. Область перекрывания орбиталей в случае а-связи больше, чем в случае тс-связи. А чем большая часть пространства одновременно принадлежит двум орбиталям, тем чаще электроны переходят от одного атома к другому. Поэтому а-связь прочнее и выгоднее тс-связи. * Буква греческого алфавита о читается ♦сигма». 213 зыврды . Ковалентная связь реализуется вследствие образования одной, двух или трех общих электронных пар за счет неспаренных электронов атомов. Связь между атомами с помощью одной общей электронной пары называют простой, двух пар — двойной, трех пар — тройной. Ковалентными связями соединяются друг с другом атомы неметаллических элементов. Если орбитали неспаренных электронов перекрываются на одном участке пространства, то связь называют а-связью, а если на двух участках — 7С-связью. Простая ковалентная связь всегда является а-связью, двойная связь состоит из а- и 7Г-СВЯЗИ, а тройная — из а-связи и двух 7С-связей. >84. Какую связь называют ковалентной? Между какими частицами она реализуется? >85. Почему не могут участвовать в образовании ковалентной связи: а) атом Магния; б) атом Неона? >86. Среди приведенных формул укажите те, которые принадлежат веществам с ковалентной связью: I2, HjO, NaBr, BaS, К2О. CaaNj, NH3. 287. Запишите упрощенные и полные электронные формулы, а также графические формулы молекул Fj, РН3 и SOj. 288. Рассмотрите образование ковалентной связи при соединении двух атомов Хлора в молекулу CI2. Назовите орбитали, которые перекрываются. Опишите особенности этой связи. 289. Сколько существует вариантов перекрывания: а) двух s-орбиталей; б) s-орбитали и р-орбитали; в) двух р-орбиталей? Нарисуйте схемы перекрывания орбиталей, указав а- и п-связи. 290. Охарактеризуйте химическую связь в молекуле воды. Составьте схемы образования этой молекулы из атомов Гидрогена и Оксигена, используя упрощенные и полные электронные формулы частиц. Изобразите графическую формулу молекулы воды. 214 35 Полярная и неполярная ковалентная связь. Электроотрицательность атомов \L Материал параграфа поможет вам: > понять, почему в молекуле на атомах разных элементов возникают электрические заряды; выяснить, какое свойство атома называют электроотрицательностью. Сложных веществ существует значительно больше, чем простых. Поэтому ковалентная связь между разными атомами встречается чаще, чем между одинаковыми. Может ли атом одного элемента «перетягивать» общую электронную пару от атома другого элемента? Чтобы ответить на поставленный вопрос, рассмотрим молекулу хлороводорода НС1. В соответствии с результатами исследований в этой молекуле два электрона ковалентной связи чаще находятся в атоме Хлора, чем в атоме Гидрогена. Общая электронная пара оказывается смещенной к атому Хлора. Этот атом приобретает небольшой отрицательный заряд, который меньше единицы (он равен -0,2), а атом Гидрогена — такой же заряд по значению, но положительный (+0,2). Дробные заряды на атомах обозначают греческой буквой б («дельта») вместе со знаком «плюс» или «минус». Рассмотренную особенность ковалентной связи изображают так: Н->С1 или НС1. Ковалентную связь, в которой одна или несколько общих электронных пар смещены к одному из атомов. Называют полярной связью^ а при отсутствии такого смещения — неполярной, 215 Свойство атома элемента смещать в свою сторону электронную пару, общую с другим атомом, называют электроотрицательностью, У^штывая полярность ковалентной связи в молекуле НС1, можно утверждать, что Хлор — более электроотрицательный элемент, чем Гидроген. Для количественной оценки электроотрицательности элементов используют таблицу, составленную американским ученым Л. Полингом (табл. 9). В соответствии с ней наименее электроотрицательным элементом является Цезий, а наиболее электроотрицательным — Флуор. Металлические элементы имеют более низкие значения электроотрицательности, чем неметаллические. Это и понятно, так как атомы металлических элементов способны терять электроны и превращаться в катионы, а атомы неметаллических элементов — присоединять электроны и превращаться в анионы. Таблица 9 Значения электроотрицательности элементов 1—3 периодов ^"^^Группы Периоды^^ I II III IV VI VII VIU 1 Н 2,1 Не 2 Li Be В с N о F Ne 1.0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 — 3 Na Mg А1 Si Р S С1 Аг 0.9 1,2 1,5 1.8 2.1 2,5 3,0 — В периодах электроотрицательность элементов возрастает слева направо, а в группах (главных подгруппах) — снизу вверх. В таблице 9 отсутствуют значения электроотрицательности Гелия, Неона, Аргона. Атомы этих элементов не способны соединяться с ДРУ' 216 Это иктересно Электрический заряд на каждом атоме Гидрогена в молекуле воды составляет +0Д7. а на атоме Оксигена -0,34. Это интересно Химическая связь с максимальной полярностью — ионная связь. гими атомами, а также превращаться в катионы или анионы. Предсказать полярность или неголярность ковалентной связи, пользуясь таблицей электроотрицательности, очень просто. Если атомы имеют одинаковую электроотрицательность, то связь между ними неполярная. Неполярные ковалентные связи существуют, например, в молекулах N2, РН3, CS2. Атомы с разной электроотрицательностью соединяются полярными связями. Рассмотрим молекулу воды Н2О. Между атомом Оксигена и каждым атомом Гидрогена существует простая ковалентная связь; таких связей в молекуле — две. Поскольку Оксиген имеет ббльшую электроотрицательность (3,5), чем Гидроген (2,1), то его атом смещает к себе общие электронные пары: Н->0 Т н 5+ 25- н-о I Нб+ Таким образом, ковалентные связи в молекуле воды являются полярными. Чем больше разница в электроотрицательности элементов, тем полярнее связь между атомами. ВЫВОДЫ Если ковалентная связь образуется между атомами разных элементов, то они обычно приобретают небольшие заряды. Их появление вызвано смещением общих электронных пар от одних атомов к другим. Такую ковалентную связь называют полярной. Ек;лн смещения общих электронных пар нет, то связь 5шляется неполярной. Свойство атома смещать к себе электронную пару, общую с другим атомом, называют электроотрицательностью. Электроотрицательность элементов возрастает в периодах слева направо, а в группах (главных подгруппах) — снизу вверх. 217 291. 292. 293. 294. 295. 296. 297. 298. 299. Почему на атомах, соединенных ковалентной связью, могут возникать небольшие заряды? Какую ковалентную связь называют полярной, а какую — неполярной? Что такое электроотрицательность элемента? В каждой из формул веществ подчеркните символ наиболее электроотрицательного элемента: AICI3, CF4, SO2, NaH, N2O5, MgCOa. LiOH, HCIO4. Среди приведенных формул укажите те, которые отвечают веществам с ионной, ковалентной неполярной и ковалентной полярной связью: HF, COj, MgO, LiaN, ВГ2, NCI3. Объясните ваш выбор. Обозначьте заряды на атомах, используя букву 6, в таких молекулах: OF2. NH3, SCI4, SiH^. Какая из связей в этих молекулах наиболее полярная, а какая — наименее полярная? Поданным таблицы 9 составьте ряд неметаллических элементов, в котором электроотрицательность уменьшается слева направо. Как изменяется электроотрицательность элементов в периодах и группах периодической системы? Укажите правильное окончание предложения «Значения электроотрицательности Калия и Кальция равны соответственно...«: а) 0,8 и 1.0; в) 1,0 и 1,2; б) 1.0 и 0,8; г) 0,8 и 0,6. Примите во внимание и сопоставьте значения электроотрицательности элементов, подобных Калию и Кальцию, воспользовавшись таблицей 9. Элементы в химических формулах часто записывают в порядке увеличения их электроотрицательности. Укажите среди приведенных формул те, в которых соблюдена такая последовательность: ЫааСОз, NH3, SiOg, H2S, NaOH, СН4, HNO3. 36 Молекулярные вещества Материал параграфа поможет вам: > выяснить строение кристаллических молекулярных веществ; 218 I > различать простейшую и истинную формулы соединения: > объяснять физические свойства веществ молекулярного строения. 'CCSP«5?- д Рис. 84. Сублимация иода (а) и Kap6oH(IV) оксида (б) Межмолекулярное взаимодействие. Вещество независимо от его строения может находиться в трех агрегатных состояниях. Твердое и жидкое состояния молекулярных веществ существуют благодаря тому, что молекулы притягиваются друг к другу. Это явление называют межмолекулярным взаимодействием. В отличие от прочных ковалентной и ионной связей взаимодействие между молекулами довольно слабое. Оно состоит во взаимном притяжении атомов с небольшими положительными и отрицательными зарядами {§ 35), принадлежащих разным молекулам. Такое взаимодействие существует, например, вводе, кислотах, белках. Оно является важным условием для существования живых организмов на нашей планете. Физические свойства молекулярных веществ. Вследствие того что молекулы слабо притягиваются друг к другу, вещества молекулярного строения существенно отличаются от ионных веществ по физическим свойствам. Для молекулярных веществ характерны летучесть, низкая твердость, невысокие температуры плавления и кипения. Некоторые молекулярные вещества при нагревании переходят из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое. Такое явление называют сублимацией}. Этим свойством обладают, например, иод I2, карбон(ГУ) оксид СО2 (рис. 84). Твердый карбон(1У) оксид называют ‘<сухим льдом>^. При повышении температуры он пре- ' Термин происходит от латинского слова sublimare вверх. — поднимать 219 вращается не в жидкость, а в газ (углекислый), г. е. не тает, а испаряется (*<высыхает>>) (рис. 84, б). Сухой лед раньше использовали в торговле для охлаждения мороженого. Обычный лед при температуре ниже О °С также превращается в пар, правда, медленно. благодаря этому выстиранное белье высыхает и на морозе. Немало молекулярных веществ имеют запах, Вам хорошо известен резкий запах суль-фур(1У) оксида, или сернистого газа SO2; вещество образуется при зажигании спички (сера входит в состав ее головки). Газ аммиак NH3 также легко узнать по запаху. Он выделяется из водного раствора этого соединения — нашатырного спирта. Нельзя перепутать с другими запах уксусной кислоты СН3СООН, раствор которой (уксус) используют в домашнем хозяйстве. Молекулярные вещества не проводят электрический ток. (Попробуйте это объяснить.) Кристаллическое состояние молекулярных веществ характеризуется упорядоченным расположением молекул в кристалле (рис. 85). Рис. 85. Кристаллические решетки (упрощенные модели) молекулярных веществ: а — иода I2; б — льда Н2О -Ч»- •.. f • I j m простейшая и истинная формулы. Химические формулы молекулярных веществ указывают на состав их молекул и в некоторых случаях могут иметь кратные индексы. В качестве примера возьмем гидроген пероксид (перекись водорода) Н2О2. Молекулы имен- 220 но такого состава (а не НО) содержатся в этом веществе. Каждый атом Гидрогена соединен со «своим» атомом Оксигена простой ковалентной связью; такой же связью соединены и атомы Оксигена: Н-О I О-Н Формулу Н2О2, которая показывает реальный состав молекулы, называют истинной (формула НО является простейшей). Известны случаи, когда одна и та же простейшая формула отвечает нескольким молекулярным веществам с различными истинными формулами. Так, ацетилен С2Н2 (газ, который используют для сварки металлов) и бензен CeH^ (распространенный органический растворитель; его традиционное название — бензол) имеют одинаковые простейшие формулы — СН. Для большинства молекулярных веществ истинные формулы совпадают с простейшими. ВЫВОДЫ Молекулы притягиваются друг к другу, однако довольно слабо. Поэтому вещества молекулярного строения имеют низкие температуры плавления и кипения. Для некоторых молекулярных соединений существуют две химические формулы — простейшая и истинная. Индексы в простейшей формуле показывают соотношение атомов элементов в молекуле. 300. Что такое межмолекулярное взаимодействие? Чем оно обусловлено? 301. Соединение Л в обычных условиях находится в твердом состоянии, имеет запах, а при слабом нагревании плавится. Молеку- 221 лярным или ионным является это соединение? Какой тип химической связи в нем реализуется? К ответу дайте пояснения. 302. Укажите среди перечисленных веществ молекулярные: парафин, ацетон, кальцинированная сода, азот, олово, силиций(1У) оксид. Обоснуйте свой выбор. 303. Можно ли сделать вывод о строении вещества (ионном, молекулярном) по его внешнему виду, агрегатному состоянию? Ответ объясните. 304. Найдите соответствие: формула вещества температура плавления, °С 1) NaH; а) 638: 2) на; б) -114. Дайте необходимое пояснение. 305. Попробуйте объяснить, почему простые вещества галогены в обычных условиях находятся в различных агрегатных состояниях: фтор р2 и хлор CI2 — газы, бром Вг2 — жидкость, иод I2 — кристаллическое вещество. 306. Как вы считаете, молекулярным или ионным веществом является гидразин N2H4 (соединение используют в качестве ракетного горючего)? Приведите аргументы в пользу вашего предположения. 307. Газ этан — соединение Карбона с Гидрогеном. Его молекула содержит втрое больше атомов Гидрогена, чем Карбона. Найдите формулу этана, если относительная молекулярная масса соединения равна 30. Является ли эта формула простейшей? 308. Хлороводород HCI и фтор F2 имеют молекулы приблизительно одинаковой массы (подтвердите это), но существенно различаются по температурам кипения: -84 °С (HCI) и -187 °С (F2). Объясните такое отличие. 37 Степень окисления Материал параграфа поможет вам; > выяснить, что называют степенью окисления элемента; > составлять формулы соединений по значениям степеней окисления элементов; > определять степени окисления элементов по химическим формулам соединений. 222 Известно, что атомы — электро нейтральные частицы. Они остаются таковыми, соединяясь в молекулы простых веществ. Однако на атомах, входящих в состав сложных веществ, как правило, сосредоточиваются небольшие заряды — как положительные, так и отрицательные. Это является следствием смещения общих электронных пар к атомам более электроотрицательных элементов. В § 35 была подробно рассмотрена молекула хлороводорода НС1. В ней существует ковалентная полярная связь; общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому Хлора (Н :С1, Н —> С1). На этом атоме имеется небольшой отрицательный заряд, а на атоме Гидрогена — такой же по значению, но +6 —6 положительный заряд: НС1 (б = 0,2). Если общую электронную пару полностью ♦передать» атому Хлора (тогда она уже не будет общей), то к этому атому вернется его электрон, который принимал участие в ковалентной связи, и поступит электрон от атома Гидрогена. За счет последнего атом Хлора получит заряд -1, а атом Гидрогена, потеряв свой единственный электрон, приобретет заряд +1. Условный целочисленный заряд атома в веществе называют степенью окисления элемента. Степень окисления обозначают в химической формуле над символом элемента, записывая сначала знак (плюс или минус), а затем — число: +1 -I НС1. УПРАЖНЕНИЕ 1. Вычислить степени окисления элементов в кар- 6oh(IV) оксиде. Решение Kap6oH(IV) оксид — молекулярное соединение. В молекуле COji четырехвалентный атом Карбона соединен двойными ковалентными связями с каждым атомом Оксигена: 223 0::С::0, 0=С=0. Связь С=0 является полярной, поскольку элементы отличатся по электроотрицательности: Оксиген более электроотри-1тельный, чем Карбон (табл. 8). Передаем все четыре общие [ектронные пары двум атомам Оксигена. В результате каж-лй атом Оксигена получает заряд -2, ибо к нему, кроме двух юих электронов, поступают два «чужих» — от атома Карбона, том Карбона приобретает заряд +4, т. к. он теряет четыре 1ектрона, передав их атомам Оксигена. Запишем формулу со-щнения с найденными степенями окисления элементов: +4 -2 СО,. Если вещество является ионным и состоит из простых (одноатомных) ионов, то в нем степень окисления каждого элемента совпадает с зарядом соответствующего иона, т. е. является реальным зарядом частицы, а не условным. Например, степени окисления Натрия и Хлора в натрий хлориде NaCl равны соответственно +1 и -1, Алюминия и Оксигена в алюминий оксиде AI2O3 составляют +3 и -2. Запишем формулы соединений вместе со степенями окисления элементов: +1-1 +3-2 NaCl AI2O3 (Заряд иона, как известно, записывают вверху и справа от символа элемента, причем сначала указывают цифру (единицу опускают), а затем знак: Na\ А1^^, СГ, О^'.) Зумма степеней окисления всех атомов в каждом веществе равна нулю. Это — правило электронейтральности вещества, О нем упоминалось ранее, но по отношению к ионным веществам. Приведенная выше его формулировка распространяется на вещества любого строения — ионного, молекулярного, атомного. Правило электронейтральности используют при составлении формул химических соединений или для их 224 Это интересно Нитроген может иметь в соединениях все возможные степени окисления от -3 до +5 (всего 9 значений). проверки. Так, формулу алюминий оксида AI2O3 следует считать правильной, поскольку сумма степеней окисления всех атомов (сумма зарядов всех ионов) в формульной единице соединения составляет 2 • (+3) + 3 • (-2) = 0. Степень окисления элемента может равняться и нулю. Нулевые значения степени окисления имеют элементы в простых веще-ствах — водороде Н,, сере Sg, железе Fe и т. д. (объясните это), а также в соединениях, образованных элементами с одинаковой электроотрицательностью — фосфине РНз, карбон(1У) сульфиде CS, и др. Чтобы определять степени окисления элементов в соединениях по их химическим формулам, а также составлять формулы соединений, необходимо знать такие закономерности: 1) металлические элементы имеют в соединениях только положительные степени окисления; 2) степень окисления Гидрогена в соединениях с неметаллическими элементами, как правило, составляет +1, а в соединениях с металлическими элементами равна -1; 3) Оксиген почти во всех соединениях имеет степень окисления -2; 4) Флуор как самый электроотрицательный элемент всегда имеет в соединениях степень окисления -1; 5) максимальная (положительная) степень окисления элемента совпадает с номером группы, в которой он находится; 6) минимальная (отрицательная) степень окисления неметаллического элемента равна номеру группы минус 8. УПРАЖНЕНИЕ 2. Определить степени окисления элементов в калий дифосфате К4Р2О7. Решение Калий — металлический элемент. Его степень окисления в соединении должна быть положительной (закономерность 1) и равна +1, поскольку Калий — элемент I группы (закономерность 5). Степень окисления Оксигена в соединении составляет -2 225 (закономерность 3). Степень окисления Фосфора определяем, воспользовавшись правилом электронейтральности вещества: + 1 X -2 4 • 1 + 2 • X + 7 * (-2) = 0; х = (14 - 4): 2 = 5. Формула калий дифосфата с найденными степенями окисле-+1 +5-2 ния элементов — К4Р2О7. УПРАЖНЕНИЕ 3. Составить формулу соединения Магния с Нитрогеном. Решение Магний — металлический элемент; он находится во II группе и в соединениях имеет степень окисления +2 (закономерности 1 и 5). Нитроген — неметаллический элемент; он принадлежит к V группе. В соединении с металлическим элементом Нитроген проявляет отрицательную степень окисления, равную 5 - 8 = -3 (закономерность 6). Записываем формулу соединения с неиз-вестньпмги индексами и указываем степени окисления элементов: +2 -3 Дальше действуем так, как при составлении формулы бинарного соединения по валентностям элементов. Находим наименьшее число, которое делится без остатка на значения степеней окисления элементов; это число 6. Разделив его на 2, получаем количество атомов Магния в формуле соединения (6 : 2 = 3), а разделив на 3, получаем количество атомов Нитрогена (6:3 = 2). Формула соединения — Mg3N2> Значения степени окисления и валентности элемента нередко совпадают (например, Гидрогена — в соединении НС1, Карбона — в соединении СО2). Тем не менее их нельзя путать и заменять одно другим, так как понятия «степень окисления» и «валентность» различны по смыслу. Степень окисления все чаще используют как универсальную величину, удобную для классификации веществ, хотя для веществ молекулярного и атомного строения она имеет условный характер. Понятие «валентность» постепенно теряет значение в химии, но останется в истории хшшческой науки. 226 выводы Степень окисления элемента — это условный целочисленный заряд атома в веществе. Его рассчитывают, полностью смещая общие электронные пары к атомам более электроотрицательных элементов. Степень окисления элемента в простом ионе совпадает с зарядом кона. Сумма степеней окисления всех атомов в каждом веществе равна нулю. Это — правило электронейтральности. Его используют при составлении формул различных соединений. Значения степени окисления и валентности э.темента часто совпадают. 309. Что такое степень окисления элемента? 310. Какое минимальное и максимальное значение может принимать степень окисления: а) металлического элемента; б) неметаллического элемента? 311. Какие максимальные и минимальные степени окисления могут иметь Силиций, Калий, Манган, Селен, Неон, Фосфор? 312. Определите и укажите в приведенных формулах веществ степени окисления элементов: NaH, P2S5, О3, OFj, CCI4, H2S, U3N, AIR 313. Составьте формулы: а) трех соединений Хлора с Оксигеном. в которых Хлор имеет степени окисления +1, +4 и +7; б) двух соединений Арсена с Сульфуром, в которых первый элемент имеет степени окисления +3 и +5, а второй -2, 314. Определите степени окисления элементов в соединениях по графическим формулам их молекул: а) H-C-N: б) 0=С-С1: в) H-N-0-H. С1 Н 315. Определите степени окисления элементов в соединениях с такими формулами: СаСОз, NaN02, Н3РО4, Mg(N03)2, H2SO4. 316. Чем отличаются понятия «валентность» и «степень окисления»? 317. Определите степени окисления элементов в гидроген пероксиде. Используйте приведенную в § 36 графическую формулу молекулы соединения. Каково значение валентности каждого элемента в гидроген пероксиде? 227 Послесловие Завершился учебный год, второй год изучения вами химии. Мы уверены, что вам было интересно на уроках по этому предмету. Теперь вы знаете, что в химии порции веществ оценивают не только по их массе или объему, но и по количеству частиц — атомов, молекул, ионов. Вам стало известно об области химической науки, которую называют неорганической химией, а также о существовании важнейших классов неорганических соединений — оксидов, оснований, кислот, амфотерных соединений, солей. Надеемся, что каждый из вас научился составлять формулы этих соединений, прогнозировать их химические свойства, предлагать способы получения соединений, решать разнообразные задачи. Вы выяснили, какая информация о химических элементах содержится в периодической системе Д. PI. Менделеева, и поняли, насколько важно уметь ею пользоваться. Она иллюстрирует открытый выдающимся ученым Д. И. Менделеевым периодический закон — основной закон химии. Этот закон помогает открывать новые химические элементы, получать новые вещества, предсказывать их состав и свойства. Строение атома уже не является для вас секретом. Знаете и о том, как и почему соединяются частицы вещества друг с другом. Читая учебник, вы «заглянули» внутрь кристаллов и убедились, что частицы вещества размещены в них в определенном порядке. Материал по химии в 9 классе будет не менее интересным. Вы получите представление о растворах, узнаете об особенностях протекания химических реакций. Ознакомитесь также с органическими веществами, многие из которых встречаются в живой природе — растениях, животных, человеке. Желаем вам хорошо отдохнуть летом, а в 9 классе достичь новых успехов в изучении химии, получить удовлетворение от познания ее тайн и проведегаяя интересных химических опытов. Авторы 228 Ответы к задачам и упражнениям 6. 7. 8. 9. 10, 22. 24. 32. 35. 40. 42. 51. 54. 59. 78. 79. 84. 94. 97. 98. 102. 103. 106. 107. 109. 112. 114. 116. 118. 119. 121. 123. 124. 125. 130. Нет — для простых веществ атомного строения; да — для сложных веществ, а также простых веществ молекулярного строения. ЛГ(СГ)=6,02* 10"". л(А12(804)з) = 1/3 моль. а) л(СН4) = 1 моль; б) л(СН4) ^ 0,3 моль; в) л(СН4) = 1 моль, а) n(NaCI) = 0,2 моль; б) n(NaCl) * 3 моль; в) n(NaCl) = 0,6 моль, Т^(атомов) * 4,8 * 10"". Количество ионов SO|" наименьшее. К(Н2):1^(СН4)-8: 1. р(возд.) = 1,295 г/л. Газ тяжелее метана в 1,06 раза. Djsi (газа) — 1,57. Г(бОг) = 560 л. д^(А12^з) ~ 5,1 г. В барий гидроксиде. Больше всего ионов — в барий хлориде. б. а) MgO + CI2O7 - Mg(C104)2; 6) I2O5 + 2NaOH = 2Ка10з + HgO. т(Са(КОз)2) = 32,8г. m(P205) = 71 г; wiPfib) = 78 %. m(S02) “ 0,64 г; miCO^) = 0,88 г. а) 2KOH + NgOg = 2KNO3 + H2O; б) 3Ca(OH)2 + 2H3PO4 - Саз(Р04)г + OHgO. Возможны 3 реакции. m(Fe(OH)2) = 3.8 г. К(80г) = 4,48 л. H-(NaOH) = 31,9%. б) Fe(OH)2 + 2HNO3 = Fe(N03)2 + 2НгО. Возможны 3 реакции. Примите во внимание свойства образующейся кислоты. w(Ag)=79,7%. т(НЫОз) = 25,2г. а) SnO + 2NaOH = Na2Sn02 + HgO; б) AI2O3 + CaO = Ca(A102)2; AI2O3 -H 3CaO = Саз(А10з)2. Сг(ОН)з. тСВсгОз) = 8 г. Нет. Происходят 3 реакции. 229 132. Да. 133. m(Cu) = 6,4 г. 134. т(КаКОз) = 8,5 г; m(KNOg) = 20,2 г. 139. При нагр)евании разлагаются 5 соединений. 142. ^(СОг) - 5,6 л; ^(SOg) = 11,2 л. 143. Да. 144.1)в^.(смеси) = 1,49. 145. и‘(С) = 75 %. 150. Используйте амфотерность станнум(И) оксида. 152. Нет. 158. п(НзР04) = 0,2 моль. 165. Можно, осуществив не одну, а две реакции. 167. т(соли) = 27,2 г. 168. и (СаЗЮз) - 63,5 %. 175. п(Н^Од ^ 0,025 моль. 176. т(А120з) = 5,1 г. 199. а) На Стронций похожи Кальций и Барий. 208. В ионе S^" — 18 электронов. 209. В ионе NH4 суммарное количество протонов равно 11, а электронов — 10. 210. |?Со. 214. Возможны 9 разновидностей молекул воды и пять значений массы молекул воды. 215. Учтите то, что атомы одинаковой массы имеют лишь 20 химических элементов. 216. A(Mg) = 24,32. 219. |?Со. 221. s-Орбиталь представляет собой сферу; она одинакова по всем направлениям. 225. Не всегда. Энергия 4з-электрона немного меньше, чем Зс/-электрона. 231. Оксиген, Магний. 238. Такие символы имеют 8 элементов. 257. Н2О, ЫОН, Н3ВО3. 261. н(0)-47,1%. 272. В атоме Оксигена. 281. а) 6; б) 6. 282. б) MgO. 298. а. 305. Температуры плавления и кипения веществ зависят от массы молекул (подумайте, как это можно объяснить). 307. Найденная формула этана не является простейшей. 314. а) в соединении HCN степень окисления Карбона +2; 315. В соединении Mg(N03)2 степень окисления Нитрогена +5. 230 Словарик терминов Амфотерность — способность соединения (оксида, гидроксида) проявлять основные и кислотные свойства. Анион — отрицательно заряженный ион. Атомная доля нуклида — отношение количества атомов нуклида к общему количеству атомов элемента. Безоксигеновые кислоты — кислоты, в молекулах которых отсутствуют атомы Оксигена. Валентные электроны — электроны, которые принимают участие в образовании химической связи. Внешние электроны — электроны последнего энергетического уровня атома. Возбуждение атома — процесс перехода электрона из одной орбитали в другую в пределах одного энергетического уровня. Высший оксид — оксид, в котором элемент проявляет наибольшее значение валентности. Галогены — элементы главной подгруппы VII группы периодической системы (Флуор, Хлор, Бром, Иод), а также соответствующие простые вещества. Генетическая связь — взаимосвязь между веществами, которая основана на происхождении веществ и их химических свойствах. Группа (периодической системы) — столбик в периодической системе. Двойная связь — связь между атомами, образованная двумя общими электронными парами. Естественный ряд — ряд элементов, составленный по возрастанию атомных масс. Изотопы — нуклиды одного элемента, или виды атомов с одинаковым количеством протонов и разным количеством нейтронов. Индикатор — вещество, изменяющее окраску в щелочной и кислой среде. Инертные элементы — элементы главной подгруппы VIII группы периодической системы (Гелий, Неон, Аргон, Криптон, Ксенон, Радон). Простые вещества этих элементов называют инертными газами. Ионная связь — взаимодействие между противогюложно заряженными ионами в веществе. Истинная формула — формула, которая показывает реальный состав молекулы. Катион — положительно заряженный ион. Кислота — соединение, молекула которого содержит один или несколько атомов Гидрогена, способных при химических реакциях замещаться на атомы металлического элемента. 231 Кислотный оксид — оксид, который соответствует оксигеисо-держащей кислоте. Кислотный остаток — часть молекулы кислоты, соединенная с атомом (атомами) Гидрогена. Кислотообразующий элемент — элемент, который образует кислоту. Классификация — распределение объектов (предметов, организмов, явлений и т. п.) по группам или классам в зависимости от их общих признаков. Ковалентная связь — связь между атомами, обусловленная существованием общих электронных пар. Количество вещества — физическая величина, которая опр)е-деляется количеством частиц (атомов, молекул, ионов) в порции вещества. Кристаллическая решетка — модель строения кристаллического вещества. Моль — единица измерения количества вещества; порция вещества, которая содержит 6,02 • 10^ его формульных единиц. Молярная масса — масса 1 моль вещества. Молярная масса численно равна относительной атомной, молекулярной или формульной массе. Молярный объем — объем 1 моль вещества. Нейтрон — электронейтральная частица, которая находится в ядре атома. Неорганическая химия — область химической науки, которая изучает неорганические вещества. Неполярная ковалентная связь — ковалентная связь, в которой отсутствует смещение одной или нескольких общих электронных пар к одному из атомов. Несолеобразующий оксид — оксид, который не взаимодействует с кислотами, основаниями и не образует солей. Нормальные условия — температура 0 °С и давление 101,3 кПа (760 мм рт. ст.). Нуклид — какой-либо вид атомов. Нуклон — общее название частиц (протона и нейтрона), из которых состоят ядра атомов. Нуклонное число — суммарное количество протонов и нейтронов в атоме. Оксигенсодержащая кислота — кислота, в молекуле которой содержатся атомы Оксигепа. Оксид — соединение, образованное двумя элементами, одним из которых является Оксиген. Орбиталь — часть пространства в атоме, где пребывание электрона наиболее вероятно. 232 Основание — соединение, которое состоит из катионов металлического элемента и гидроксид-анионов ОН . Основное состояние атома — состояние атома, в котором орбитали заполнены электронами в соответствии с принципом наименьшей энергии. Основность — характеристика кислоты, которая определяется количеством атомов Гидрогена в молекуле, способных замещаться па атомы металлического элемента. Основный оксид — оксид, который соответствует основанию. Относительная атомная масса — отношение массы атома к 1/12 массы атома *^С. Относительная молекулярная масса — отношение массы молекулы к 1/12 массы атома Относительная плотность газа по другому газу — отношение массы определенного объема газа к массе такого же объема другого газа (при одинаковых температуре и давлении). Относительная формульная масса — отношение массы формульной единицы вещества к 1/12 массы атома '^С. Период — фрагмент естественного ряда элементов от щелочного элемента до инертнош. Подгруппа — часть группы периодической системы. Подуровень — часть энергетического уровня с электронами одинаковой энергии. Полярная ковалентная связь — ковалентная связь, в которой одна или несколько общих электронных пар смещены к одному из атомов. Простая связь — связь между атомами, образованная одной общей электронной парой. Простейшая формула — формула, которая отображает соотношение количества атомов или ионов в соединении. Протон — положительно заряженная частица, которая находится в ядре атома. Протонное число — количество протонов в атоме. Радиоактивный распад — явление самопроизвольного распада ядер атомов па ме11ьшие ядра, отдельные частицы. Радионуклид — нуклид, способный к радиоактивному распаду. Радиус атома — расстояние от центра ядра до сферической поверхности, которой касаются орбитали с электронами последнего энергетического уровня. Реакция замещения — реакция между простым и сложным веществами, в результате которой образуются новые простое и сложное вещества. Реакция нейтрализации — реакция между основанием и кислотой. 233 Реакция обмена — реакция между двумя соединениями, при которой они обмениваются своими составными частями. Ряд активности металлов — ряд, в котором металлы размещены по уменьшению их химической активности. Солеобразующии оксид — оксид, который взаимодействует с кислотами или (и) основаниями и образует соли. Соль — соединение, в состав которого входят катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка. Спин — свойство электрона, которое условно принимают за вращение вокруг собственной оси. Степень окисления — условный целочисленный заряд атома в веществе. Сублимация — превращение твердого вещества в газ, минуя жидкое состояние. Тройная связь — связь между атомами, образованная тремя общими электронными парами. Химическая связь — взаимодействие между атомами, молекулами, ионами, благодаря которому частихщ! удерживаются вместе. Химический элемент — вид атомов с определенным протонным числом (определенным зарядом ядра). Число Авогадро — 6,02 ■ 10^ (количество формульных единиц в I моль вещества). Щелочноземельные элементы — элементы главной подгруппы II группы периодической системы (Магний, Кальций, Стронций, Барий, Радий). Простые вещества этих элементов называют щелочноземельными металлами. Щелочные элементы — элементы главной подгруппы I группы периодической системы (Литий, Натрий, Калий, Рубидий, Цезий, Франций). Простые вещества этих элементов называют щелочными металлами. Щелочь — водорастворимое основание. Электрон — отрицательно заряженная частица, составная часть атома. Электронная формула — запись, отображающая электронное строение атома или молекулы. Электронный октет — 8-электронная оболочка атома. Электроотрицательность — свойство атома элемента смещать в свою сторону электронную пару, общую с другим атомом. Энергетический уровень (электронная оболочка) — фрагмент современной модели атома, который объединяет электроны с почти одинаковой энергией. Ядерная реакция — превращение, при котором изменяются ядра атомов. 234 Предметный указатель Амфотерность 86 Амфотерные соединения 86 получение 108 Анион 31, 201 Атомная доля 151 в Валентность 167 г Галогены 131 Генетическая связь 122 Гидроксид 55,188 Группа (периодической системы) 140 Е Естественный ряд элементов 136 3 Закон Авогадро 19 и Изотопы 149,150 Индикатор 69 Инертные газы 131 к Катион 31, 200 Кислоты 38 безоксигеновые 41 классификация 41 названия 42 оксигенсодержащие 41 получение 110 распространенность 44 сильные 42 слабые 42 состав 39 средней силы 42 физические свойства 76 химические свойства 77 Кислотный остаток 39 Кислотообразующий элемент 39 Классификация 129 неорганических веществ 119 элементов 129,173 Количество вещества 6 Кристаллическая решетка 205—206 м Металлы 129 щелочноземельные 130 щелочные 130 Мольб, 153 Молярная масса 12 Молярный объем 17 н Нейтрон 145 Неметаллы 129 Нормальные условия 18 Нуклид 151 Нуклон 145 Нуклонное число 146 о Оксиды 30 амфотерные 87 высшие 32, 186 кислотные 43, 54 классификация 119 названия 33 иесолеобразующие 119 основные 37, 52 получение 101 применение 57 солеобразующие 119 физические свойства 51 химические свойства 51 Основания 35 названия 36 235 юлучение 106 [)изические свойства 67 химические свойства 68 италь 158 осительная 1томная масса 152 осительная долекулярная масса 152 осительная хлотность газа 24 осительная [юрмульная масса 152 (ИОД 140 (иодическая :истема 136, 139 (иодический закон 136,171 [начение 192 [)изическая суть 172 [группа 141 1ВИЛ0 (лектронейтральности 224 111ЦИП наименьшей (нергии 163—164 УГОН 145 ^тонное число 146 иоактивный распад 147 ионуклид 153 иус атома 174 кция [амещения 78 хейтрализации 71 явности металлов 78 связь 213 связь 213 юйная 212 шная 203 )валентная 210 неполярная 215 полярная 215 простая 212 трюйная 212 Соли 46 названия 4 7 получение 114 физические свойства 91 химические свойства 92 Состояние атома возбужденное 168 основное 167 Спин электрона 159 Степень окисления 223 т Таблица растворимости 68 X Химическая формула истинная 221 простейшая 221 Химический элемент 146 характеристика 177 э Электронная оболочка 160 Электронная формула атома 161 графический вариант 161 молекулы 210 Электронные орбитали (s-,p-,d-,A)158.159 Электронный октет 199 Электроны внешние 165 несларенные 159 спаренные 159 Электроотрицательность 216 Элементы инертные 131 щелочноземельные 131 щелочные 131 Энергетический уровень 160 подуровень 160 Содержание Обращение к ученикам..........................3 1 раздел Количество вещества. Расчеты по химическим формулам § 1, Количество вещества ......................5 §2. Молярная масса...........................12 § 3. Молярный объем. Закон Авогадро...........16 Для любознательных. Соотношение объемов газов в химических реакциях.....................22 §4. Относительная плотность газа ............23 Для любознательных. О средней относительной молекулярной массе воздуха................28 2 раздел Важнейшие классы неорганических соединений § 5. Оксиды....................................30 § 6. Основания.................................35 § 7. Кислоты...................................38 § 8. Соли......................................46 § 9. Свойства и применение оксидов.............50 Для любознательных. Кислотные осадки.......59 § 10. Расчеты по химическим уравнениям.........61 §11. Свойства и применение оснований...........66 § 12. Свойства и применение кислот.............76 Экспериментируем дома. Природные индикаторы....85 § 13. Амфотерные оксиды и гидроксиды...........86 237 L4. Свойства и применение солей...............91 Для любознательных. Кислые соли............98 Практическая работа №1. Изучение свойств важнейших классов неорганических соединений..................99 Вариант I. Изз^ение химических свойств хлоридной кислоты.................99 Вариант II. Изучение свойств никель(11) сульфата......................100 5. Способы получения оксидов.................101 .6. Способы получения оснований и амфотерных гидроксидов..................106 7. Способы получения кислот..................110 8. Способы получения солей...................114 9. Обобщение знаний о важнейших классах неорганических соединений.................118 Практическая работа №2. Решение экспериментальных задач...........124 Вариант I. Осуществление реакций по схеме химических превращений..........125 Вариант II. Составление схемы химических превращений и осуществление реакций......125 раздел фиодический закон и периодическая система 1мических элементов Д. И. Менделеева, роение атома 0. Первые попытки классификации химических элементов.....................128 1. Периодический закон .....................134 2. Периодическая система химических элементов.139 3. Строение атома...........................144 4. Изотопы..................................149 Для любознательных, Ядерные реакции......157 5. Современная модель атома.................158 6. Строение электронных оболочек атомов.....163 § 27. Периодический закон и электронное строение атомов..............170 § 28. Характеристика элемента по его положению в периодической системе и строению атома...........................176 § 29. Периодическая система, химический характер элементов и свойства простых веществ.................181 § 30. Периодическая система и химические свойства соединений...........186 § 31. Значение периодического закона. Жизнь и деятельность Д. И. Менделеева......192 4 раздел Химическая связь и строение вещества § 32. Устойчивость электронных оболочек. Превращение атомов в ионы..................198 § 33. Ионная связь. Ионные соединения...........203 § 34. Ковалентная связь.........................209 § 35. Полярная и неполярная ковалентная связь. Электроотрицательность атомов..............215 § 36. Молекулярные вещества.....................218 § 37. Степень окисления.........................222 Послесловие.....................................228 Ответы к задачам и упражнениям..................229 Словарик терминов...............................231 Предметный указатель............................235 239 ОМ|:9ош 8J * ft S •С- 3 ^ "й » S § g i 21 о |-Яа. «3 2s'B S' !• S • 2 а ft -W S §|8-=! Si3 00 m' £•? ©8 w § e ^ 00 tSD t«k> СЛ a> 00 b CO CCQe«-t3^ g © S »0 Й ^ 1 u all . ■* ЙЙ ?5 ft ft ь to Vi 8 *0 *0 IS » s X a £ ta _ s »«> ?g > ft *0 3 Рш| LS §•3 “§ to S a ft № Я О Приложение Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (длинный вариант) 1 Пэуппы с I* lit 1 IDb IVb Vb 1 VIb VHb VWb 1 lb Bb MU IV« 1 Va | Via | Vila VHa 1 Н X пиммгав •мвма |0 Ш 2 U 3 й»п* Be 4 Caomma 5 8 •w 6 C Kwa« Mmpm 7^ N ЛШ 8 0 Oorm 9 F •¥» •m 10 Me нам 3 Na U >«>м ^12 13 Ai Mmiiiil 14 Si 15 P twaw 18 S сим» сшт 17 a XMP 18 Ar ten* 4 к 19 Кат* Ca 20 nuuMI Sc 21 Owws r\ 22 Vm V 23 BmwHi Cr 24 tom Mn 25 Цавди РЭ 26 а«аи« MtM*e Co 27 ЧвШл N1 28 №M«W 29 Cu 30 Zn Umi 31 Ga ikmM) 32 Ge Hpii* m 33 As aJSr 34 Se «МСМ 35 Br 6PM> 36 Kr K(M№ 5 Rb 37 Sr 38 ОФтоМ Y 39 и ipia Zr 40 Uipwil в Nb 41 Ивам* Mo 42 Tc 43 Т>П1Ш)|‘| RU44 Ht—i Rh 45 Pd 46 nwtwM 47 Ag M ctMt 52 Те S3 1 ■at 54 Xe |има> 6 CS 55 UMt* Ba 56 Uem» U*57 /Ь«1и Hf 72 ОфтЛ Та 73 W 74 ■мааш Re 75 Рмиа Os 76 OC«M Ir 77 W»it Pt 78 IHtnw 79 Au 80 Hg 81 T1 «ят> 82 Pb Cn*46w 83 Bl бм«ф> awe»y> 84 PO rtawnal 85 At MW 86 Rn *w*> 7 Fr 87 «рмци Ra 88 >«»•« fi£> ftr 104 Н->»вФ»ея* DblOS Sg 106 cJ6^^ Bhl07 ал{мй Hsioe Ом«в Mtl09 MiMlW* DSUO 111 Rg 112 Uub ywyiHM 113 114 Uuq ywnxMtfaa 115 116 Uuh УН7<тв1* 117 LieUuO nmiomt «Лантаноиды 58 Ce UanKfi 59 Pr П»ом<»ч eoNdtai Pm 1фомти 62Sm Cuaieafl 63 Eu Сяроямй 64 Gd Ви|вМИ|Я1 65 Tb таавм 66 Dy |^М988Я1 67 Но (ЪльниД 68 Ег эрбий 69 Тт 1УЯИЙ 70 Yb Н1тац<ий 71 Ui Лютеций «♦Актиноиды 90 Th %рнв 91 Pa ПрегактммМ 92 U93 Np Hemywe 94 Pu Пдутий 96АГ)П ИанрацаИ 96 On КЮркВ 97 Вк Варклий 98 Cf Камфорны 99 ES Эйнапе|Ьа(й 100 Fm ФарммЬ 1Ш Md Мищмнн! 102 No Нобелий 103 Lr Лоурансий Т^шы элементов Слева от ломаной линии находятся металличесю^е элементы, Растворимость оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и солей в воде (при температуре 20—25 °С] \ч|^ТИОНЫ АнионыХ. Na"" Ag^ Mg"' Са""" Ва"+ Zn"^ Мп"^ РЬ""" Hg"+ Ni"+ Fe"+ 1 Сг"-* ОН' р Р Р — м м р н н н н — н н н н н F" р м Р Р Р м м м р р м р # р м н м р сг р р Р Р н р р р р р м р р р р р р р Вг" р р Р Р н р р р р р м р м р р р р р I' р р Р Р н р р р р р м — м р р — р р р р Р Р н # # р н н н н н н н # # # so|- р р Р Р н р м м р м м — # м м — — — sof р р Р Р м р м н р р м р р р р р р р N03 р р Р Р р р р р р р р р р р р р р р POf р М Р Р н м н н н м н # # н н н н н со| р Р Р Р м м н н н н н # — м н — — — Условные обозначения: «р» — растворимое вещество (растворимость свыше 1 г вещества в 100 г воды); «м» — малорастворимое вещество (растворимость от 1 г до 0,001 г в 100 г воды); ♦ н> — практически нерастворимое вещество (растворимость меньше 0,(Ю1 г в 100 г воды); «—* — вещество не существует; «#* —вещество существует, но реагирует с водой (его растворимость определить невозможно). Ряд активности металлов и К Ва Sr Са Na Mg Be А1 Mn Cr Zn Fe Cd Ni Sn Pb (H2) Bi Cu Ag Hg Pt Au химическая активность металлов возрастает Классификация кислот по их силе HCIO4 HNO3 HI НВг HCI H2SO4 H2SO3 Н3РО4 HF HNO2 Н2СО3 H2S Н28Юз сильные кислоты кислоты средней силы слабые кислоты химия класс Издательский центр «Академия»