Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
PAGE 5
Министерство cельского хозяйства и продовольствия Российской Федерации
ФГОУ ВПО Уральская государственная сельскохозяйственная академия
Часть 1. Общая химия
Учебное пособие для студентов УрГСХА заочного обучения
УДК 546 (075.8)
Химия. Учебное пособие для студентов УрГСХА заочного обучения .
Часть 1. Общая химия.
Составители: доценты кафедры химии УрГСХА Андронникова Г.П., Вискова Е.Г. , Наумова Л.М. Екатеринбург, УрГСХА, 2010г., 52.
Учебное пособие предназначено для студентов заочного обучения УрГСХА. В нем в краткой и доступной форме приведены теоретические сведения по основным вопросам базовых разделов, предусмотренных в учебной программе дисциплины « Химия ». Пособие включает вопросы для самоконтроля и примеры решения типовых задач.
ã Уральская государственная
сельскохозяйственная академия -
УрГСХА, 2010г.
I. ОБЩАЯ ХИМИЯ
Объектом изучения в химии являются химические элементы и их соединения. В свою очередь, наименьшей частицей элемента, сохраняющей его химические свойства, является атом.
Молекулой называют наименьшие частицы вещества, способные к самостоятельному существованию, обладающие его основными свойствами и состоящим из одного или нескольких одинаковых или различных атомов.
Молекулы, состоящие из одинаковых атомов, образуют простые вещества, например: углерод C; натрий Na; азот N2; водород H2;сера S и др. Молекулы, состоящие из разных атомов, образуют сложные вещества, например: оксид углерода CO2; гидроксид натрия NaOH; оксид азота N2O; вода H2O; оксид серы SO3 и др.
Абсолютная атомная масса - масса атома, выраженная в единицах массы (в г или кг). В системе Си масса измеряется в кг, эти массы малы, например, масса атома углерода m C = 1.99 10-26 кг
Относительная атомная масса (Аr) – показывает во сколько раз масса атома элемента тяжелее 1/12 массы 12С.
Аr (56Fe) = 56
Количество вещества (n).
За единицу измерения количества вещества в системе Си принимается моль. Моль - такое количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (атомов, молекул) сколько атомов в 0.012 кг углерода С12.
Число частиц в моле любого вещества постоянно:
N А = 6.02 1023 частиц
N А – число Авогадро, или постоянная Авогадро
Относительная молекулярная масса обозначается Мr, равна сумме относительных масс атомов, входящих в состав молекулы
Мr(H2SO4) = 2 + 32 + 4.. 16 = 98
Молярная масса (М) – масса одного моля вещества, выраженная в граммах. Единица измерения молярной массы является г / моль - грамм на моль.
Например, М (Сl2) = 71 г/моль; М (Н2SO4) = 98 г/моль
Молярная масса показывает соотношение между массой и количеством вещества:
n = m / M
m = M .n M =m/ n
Задача 1.1. Какое количество вещества содержится в 100 г воды?
Решение: Молярная масса воды МН2О= 18 г/моль;
Количество вещества воды :
n (H2O) = m/M = 100 г : 18 г/моль= 5.55 моль
Задача 1.2. Определите массу 2.5 моля карбоната кальция.
Решение: Молярная масса карбоната кальция М (СаСО3) = 100 г/моль
M (СаСО3) = M .n = 100 г/моль . 2.5 моль = 250 г
1.2.1. Закон сохранения массы вещества
Сформулирован и экспериментально подтвержден в середине 18-го века М.В. Ломоносовым:
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Суть закона состоит в том, что в химических превращениях атомы не исчезают и не возникают из ничего, их количество остается неизменным. Закон сохранения веществ дает материальную основу для проведения химических расчетов.
Задача 1.3. Вычислите массу йода, которую можно выделить при пропускании газообразного хлора через раствор, содержащий 8.3 г иодида калия.
Дано: Решение: 2 КI + Cl2 = 2KCl +I2
m (KI) = 8.3 г m (I2) = M (I2) . n
________ по уравнению n (I2) = 1/2 n (KI)
m (I2) = ? М (КI) = 166 г/моль
n (KI) = m (KI):M (KI) = 8.3г:166г/моль =
= 0.05моль
n (I2) = 1/2 n (KI) = 0.025 моль
М(I2) = 254 г/моль
m (I2) = M.n = 254г/моль 0.025г = 6.35г
1.2.2. Закон постоянства состава
Закон впервые сформулирован французским химиком Жаком Прустом (1808г): каждое химическое вещество, независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав.
Например, оксид углерода СО2 можно получить:
1. горением органических веществ: С2Н4 + 3О2 = 2СО2 + 2Н2О;
2. термическим разложением карбоната кальция: CaCO3 = CaO + СО2;
3. взаимодействием соды с соляной кислотой:
Na2 CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + СО2 и др.
Полученный любым методом углекислый газ имеет постоянный состав: C% = 27.27; О% = 72.73.
1.2.3. Массовая доля
Массовая доля вещества (w) - это безразмерная величина, равная отношению массы данного вещества к массе всей системы:
где mх – масса вещества х , m с – масса всей системы.
Чаще массовую долю выражают в %:
Массовая доля, выраженная в %, показывает массу вещества, содержащуюся в100 г системы.
Задача 1.4. Выведите химическую формулу оксида железа,
если массовая доля железа 0.7241 , а кислорода - 0.2759.
Дано: FeхОу Решение:
w% (Fe) = 72.41% выбираем массу оксида = 100г, тогда
w% (O) = 27.59% m(Fe) = 72.41г m (O)= 27.59г
______________ n= m:М ; n(Fe) = 72.41: 56 = 1.29
х, у =? n(О) = 27.59:16 = 1.72
х : y = 1,29: 1.72 ~ 1: 1.33
приводим к целым числам:
х : у = 3 : 4
Ответ : Fe3O4
Расчет массовой доли питательных веществ в удобрениях зависит от состава удобрения. В случае азотных удобрений расчет следует вести по азоту, для фосфорных - по Р2О5, для калийных - по К2О.
Задача 1.5. Вычислите массу питательных элементов а) в калийной селитре, б) в мочевине.
Решение:
а) калийная селитра – азотное удобрение – нитрат калия. В КNO3 содержится два питательных элемента – калий и азот.
Для расчета вычисляем молярные массы:
M (KNO3) = 101 г/моль; M (K2O) = 94 г/моль
w (K2O) = M(K2O) = 94 100% =46.5%
2 M (KNO3) 202
w (N) = A (N) = 14 100% =13.86%
M(KNO3) 101
б) В формулу мочевины NH2-CO-NH2 - входят 2 атома азота.
М мочевины = 60г/моль
w (N) = 2A (N) = 28 100% = 46.6%
M(мочевины) 60
1.2.4. Закон Авогадро
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (Р, Т) находится одинаковое число молекул.
В одном моле газов находятся 6,02 . 1023 молекул
Следствием из закона Авогадро является:
при нормальных условиях ( Т =273К(ОоС) ; Р =101325 Па = 1 атм.)
1 моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л.
Этот объем называется молярным объемом газа : Vm= 22.4 л/моль.
Соотношение между количеством вещества и объемом газа:
n = V / Vm
V = Vm . n
Относительная плотность газов.
На основании закона Авогадро следует:
Отношение масс равных объемов газов равно отношению их молярных масс:
m1 : m2= M1: M2
отношение масс равных объемов газов называется относительной плотностью первого газа по второму
m1 : m2 = D (относительная плотность), тогда:
M1: M2 = D и отсюда:
M1 = M2 . D
Обычно плотность газов определяют по отношению к водороду.
МН2 = 2 г/моль, тогда молярная масса любого газа может быть рассчитана: M1= M2 . D = 2DH2, где DH2 – относительная плотность газа по водороду.
Если расчет идет по воздуху (Мвозд. = 29 г/моль):
M1= M2 . D = 29Dвозд.,
где D возд. - относительная плотность газа по воздуху.
Задача 1.6. Вычислите объем водорода, выделившийся при взаимодействии 4,6 г натрия с водой.
Дано: Решение:
m(Na) = 4,6г 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
_________________ вычислим количество вещества Na
V(H2)=? n= m:М ; n(Na) = 4,6г: 23г/моль= 0,5моль
По уравнению: n(Н2) = ½ n(Na) = 0,25 моль
По закону Авогадро: V = Vm . n, тогда
V(H2) = 22,4 л/моль. 0.25 моль = 5,6 л
V(C2H2) =n .Vm= 0.58 моль . 22.4л/моль =13 л
Неорганические соединения можно разделить на следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли. Каждая группа соединений имеет свою дополнительную классификацию. Так, например, оксиды могут подразделяться на солеобразующие (основные, кислотные и амфотерные) и несолеобразующие, а основания – на основные и амфотерные гидроксиды и т.д.
Классификация неорганических веществ может быть представлена схемой:
ОКСИДЫ ГИДРОКСИДЫ СОЛИ
ОСНОВАНИЯ КИСЛОТЫ
несоле- соле- основные и амфотерные кислотные гидроксиды кислые, средние, основные
образую- образую- гидроксиды одно-, двух-,трех
щие щие основные
основные и амфотерные
Свойства соединений определяются не только природой элементов, но и степенью окисления элементов.
Степень окисления - это формальный заряд атома в простом веществе, или в химическом соединении.
Величина степени окисления определяется теми зарядами, которые получились бы при полном переходе общих электронных пар к атомам с более электроотрицательным элементом.
При расчете степени окисления руководствуются следующими правилами:
1. Степень окисления простых веществ равна О ( Сu(о) ; S(o); Cl2(o) ; H2( o)...)
2. Степень окисления атомов водорода и щелочных металлов в сложных соединениях равна +1 ( Н2(+1)SO4 ; Na3 (+1) PO4) (степень окисления атома водорода в соединениях с металлами равна -1 )
3. Степень окисления атома кислорода в сложных веществах равна -2
(Н2СO3(-2); Н2О(-2)). Исключение составляют пероксидные соединения и фторид кислорода ОF2 , степени окисления кислорода соответственно –1 и +2
4. Суммарный заряд частицы (молекулы или иона) равен алгебраической сумме зарядов атомов, образующих эту частицу. (Суммарный заряд молекулы равен нулю)
Например, степень окисления атома азота в молекуле NH3 (х) находят следующим образом: заряд атома водорода +1; тогда согласно уравнению:
x + 3 (+1)= 0, отсюда x = -3
Следует различать понятия валентность атома и степень окисления.
Под валентностью понимают число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами. Например, валентность атома азота в молекулах азота N2; гидразина N2H4; аммиака NH3, согласно их химическим структурным формулам равна 3 (атом азота имеет три неспаренных электрона и образует три химические связи), в то же время степень окисления азота в этих соединениях соответственно равна 0; -2; -3.
Оксиды - сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
По химическим свойствам оксиды разделяются на солеобразующие - основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие.
Несолеобразующие оксиды не образуют ни кислот, ни оснований, например, оксид углерода СО, оксиды азота N2O, NO и др.
2.2.1.Основные оксиды
К основным оксидам относятся такие оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют основания. Это, как правило, оксиды щелочных, щелочноземельных и некоторых других металлов.
Примеры основных оксидов: оксид натрия Na2O (в качестве гидрата ему соответствует гидроксид натрия NaOH); оксид магния MgO (Mg(OH)2); оксид железа FeO (Fe(OH)2) и др.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя растворимые основания – щелочи:
Na2O + H2O= 2NaOH
Основные оксиды при взаимодействии с кислотами образуют соль и воду:
СаО + Н2SO4 = CaSO4 + H2O
Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:
СаО +SiO2=CaSiO3
2.2.2. Кислотные оксиды
Кислотные оксиды - как правило, оксиды неметаллов, или металлов в высших степенях окисления, которым в качестве гидратов соединений соответствуют кислородсодержащие кислоты:
N2O3 (HNO2); Cl2O7 (HClO4); SO3 ( H2SO4 ); Mn2O7 (HMnO4)
К кислотным оксидам относятся такие, которые при взаимодействии со щелочами образуют соль и воду:
SO2 + 2NaOH = Na2SO3+ H2O
Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, если образующаяся кислота растворима в воде:
SO3 + H2O = H2SO4
Некоторые кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей:
SO3 + K2O = K2SO4
2.2.3. Амфотерные оксиды
Амфотерные оксиды (ZnO, BeO, PbO, Al2O3) проявляют свойства, характерные для основных и кислотных оксидов, Например, при взаимодействии с кислотами и основаниями они образуют соль и воду:
ZnO + HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2 NaOH = Na2 ZnO2 + H2O
Al2O3 + 6 HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2 NaOH = 2NaAl O2 + H2O
2.2.4. Способы получения оксидов
К наиболее распространенным способам получения оксидов относится
а) взаимодействие элементов с кислородом:
С + О2 = СО2;
б) разложение кислот, оснований, солей:
Н2СО3 <=> СО2 + Н2О
t
2 Fe (OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
t
CaCO3 = CaO + CO2
2.3.Основания
Сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве аниона отщепляется только анион ОН- называются основаниями.
NaOH = Na+ +OH-
Сu(OH)2 <=> CuOH+ + ОН -
CuOH+ <=> Cu2+ + OH-
К основаниям относятся основные и амфотерные гидроксиды :
гидроксид натрия NaOH; гидроксид калия KOH; гидроксид кальция Ca(OH)2;гидроксид алюминия Al(OH)3 .
Наличие гидроксидной группы (ОН-) обусловливает щелочную среду растворов, поэтому общим свойством оснований является изменение окраски индикаторов, например, фенолфталеин в щелочной среде имеет малиновую окраску.
Все гидроксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
Сu(OH)2 + H2SO4= CuSO4 + 2 H2O
Основания могут содержать одну, или несколько гидроксидных групп – однокислотные основания - NaOH, KOH, двухкислотные основания - Сu(OH)2; Zn(OH)2.
По способности отщеплять ОН- группу основания делятся на сильные и слабые. К сильным основаниям относятся практически нацело диссоциирующие основания - NaOH, KOH, Са(OH)2; Ва(OH)2. Примеры слабых оснований – NH4OH (гидроксид аммония); Fe(OH)2 . Эти соединения диссоциируют незначительно.
2.3.1.Основные гидроксиды.
К основным гидроксидам относятся щелочи - гидроксиды щелочных металлов (NaOH, KOH, LiOH) , растворимые в воде, а также менее растворимые гидроксиды щелочноземельных металлов (Са(ОН)2; Sr(OH)2; Ba(OH)2). Эти основания являются сильными, т.е. легко распадающимися в водных растворах на ионы.
Основные гидроксиды образуют некоторые металлы (Сu(OH)2; Fe(OH)2; Mn(OH)2)
Основные гидроксиды взаимодействуют:
а) с кислотами с получением соли и воды:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
б) c кислотными оксидами:
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 +Н2О
в) с амфотерными оксидами:
2КОН + ZnO = K2ZnO2 +H2O
г) c амфотерными гидроксидами:
2 NaOH + Al2O3 = 2NaAlO2 + 2H2O
д) c cолями:
Ва(ОН)2 + Na2SO4= BaSO4 + 2NaOH
2.3.2. Амфотерные гидроксиды
К амфотерным гидроксидам относятся соединения, диссоциирующие одновременно на ион водорода и ион гидроксидной группы. Например, плохо растворимое основание гидроксид цинка частично переходит в раствор:
осадок Zn(OH)2 <=> pаствор Zn(OH)2 ,
и диссоциирует как кислота, или как основание:
H(+ ) + HZnO2(-) <=> Zn(OH)2 pаствор <=> ZnOH (+) + OH(-)
как кислота как основание
HZnO2(-) <=> H(+ ) + ZnO2(2-) ; ZnOH (+) <=> Zn(2+) + OH(-)
Амфотерные гидроксиды взаимодействуют c основаниями и основными оксидами как кислоты:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2+ 2H2O
или в водном растворе:
Zn(OH)2 + Na2O = Na2 ZnO2
В то же время с кислотами и кислотными оксидами амфотерные гидроксиды взаимодействуют как основания с получением соли и воды:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2+ 2H2O
Zn(OH)2 + СО2 = ZnCО3+ H2O
2.3.3. Способы получения оснований
К основным способам получения гидроксидов относится
а) взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
Na + H2O = NaOH + H2
б) взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
CaO + H2O = Ca(OH)2
в) взаимодействие оснований с солями с образованием нового основания и соли:
2NaOH + CuSO4 + = Cu(OH)2 + Na2SO4
2.4. Кислоты.
Соединения, которые при диссоциации отщепляют катион водорода и кислотный остаток называются кислотами:
HCl = H+ + Cl -
Общее свойство кислот связано с наличием протона Н+, кислотным характером среды, изменением цвета индикатора (например, лакмус в кислой среде имеет красную окраску).
|
Название кислоты |
Формула |
Название кислотного остатка |
Формула кислотного остатка |
|
Азотная |
HNO3 |
Нитрат-анион |
NO3- |
|
Азотистая |
HNO2 |
Нитрит – анион |
NO2- |
|
Серная |
H2SO4 |
Сульфат-анион |
SO42- |
|
Cернистая |
H2SO3 |
Сульфит- анион |
SO32- |
|
Сероводородная |
H2S |
Сульфид – анион |
S2- |
|
Угольная |
H2CO3 |
Карбонат-анион |
CO32- |
|
Фосфорная |
H3PO4 |
Фосфат-анион |
PO43- |
|
Соляная |
HCl |
Хлорид-анион |
Cl - |
|
Бромоводородная |
HBr |
Бромид-анион |
Br - |
|
Кремниевая |
H2SiO3 |
Силикат-анион |
SiO32- |
|
Уксусная |
СH3COОН |
Ацетат-ион |
СH3COО - |
2.4.1. Классификация кислот.
По содержанию кислорода кислоты делятся на кислородсодержащие кислоты ( HNO3, H2CO3, H2SO4 ) и безкислородные (HCl, H2S, HBr).
Безкислородным кислотам соответствуют кислотные оксиды, приведенные ниже в скобках:
H2SO4 (SO3), HNO3 (N2O5 ), HClO4 (Cl2O7)
По способности отщеплять катион водорода кислоты бывают сильные и слабые. К сильным кислотам относятся: HCl, H2SO4, HNO3, HClO4 и др.
К слабым кислотам - CH3COOH, H2CO3, H2S, H2SO3.
Существуют одноосновные кислоты, содержащие один ион водорода(HNO3, HCl), двухосновные (H2CO3) и трехосновные (H3PO4).
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H2СО3 <=>H+ + HCO3-
HCO3- <=> H+ + CO32-
2.4.2. Химические свойства кислот.
Кислоты взаимодействуют:
а) с основаниями с образованием солей и воды:
Н2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O – реакция нейтрализации
б) с металлами, в соответствии с рядом стандартных электродных потенциалов: металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из растворов разбавленных кислот за исключением HNO3.
2НСl + Zn = ZnCl2 + H2
Взаимодействие металлов с серной и азотной кислотами рассмотрено в разделе окислительно-восстановительные реакции.
в) c основными и амфотерными оксидами:
H2SO3 + CaO = CaSO3 + H2O
2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2О
г) с солями:
Н2S + CuCl2 = CuS + 2HCl
Реакции кислот с солями протекают в том случае, если один из продуктов является газообразным или нерастворимым соединением.
2.4.3.Способы получения кислот
Кислоты получают следующими реакциями:
а) взаимодействием кислотных оксидов с водой:
SO3 + Н2О = H2SO4
б) взаимодействием кислот с солями:
Na NO2 + HCl = NaCl + HNO2
в) взаимодействием водорода с элементами с последующим растворением газообразных продуктов в воде:
H2 +Cl2 = 2HCl
Газообразный хлористый водород (HCl)растворяют в воде и получают соляную кислоту.
2.5.Соли
Соли - сложные соединения, диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка:
Na2CO3 = 2Na+ + CO32-
Исключение составляют соли аммония, где в качестве катиона входит ион аммония (NH4+). Например, сульфат аммония:
(NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42-
2.5.1. Классификация солей
Различают средние, кислые, основные, двойные и комплексные соли.
Средние соли - продукты полного замещения атома водорода в молекулах кислоты или гидроксидной группы основания:
Na2CO3 (карбонат натрия); Ca3(PO4)2(фосфат кальция)
Кислые соли - продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах кислоты. Название кислой соли образуется добавлением к названию аниона приставки “гидро”. Na2HPO4 - гидрофосфат натрия, NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия, K2HPO4 (гидрофосфат калия), NaHSO4 (гидросульфат натрия).
Основные соли - продукты неполного замещения гидроксидной группы основании кислотными остатками. Название основной соли образуется добавлением к аниону приставки “гидроксо”. FeOHCl2 - гидрокосхлорид железа (III); Fe(OH)2Cl - дигидроксохлорид железа (Ш); AlOHCl2
( гидроксохлорид алюминия); СuOHNO3 (гидроксонитрат меди).
2.5.2. Химические свойства солей
Соли взаимодействуют:
а) между собой с образованием двух новых солей:
СaCl2 + 2AgNO3= 2AgCl + Ca(NO3)2
Такая реакция протекает в том случае, если одна из новых солей является нерастворимой.
б) со щелочами:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3+H2O
в ) с кислотами:
CuCl2 +H2S = CuS + 2HCl
NiOHCl + HCl =NiCl2 +H2O
г ) с металлами, в соответствии с рядом напряжений, т.е. металл должен быть активнее металла, являющегося катионом соли:
Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
д ) некоторые соли подвергаются разложению при высокой температуре:
CaCO3 = CaO + CO2
2.5.3. Методы получения солей
реакцией нейтрализации:
HNO3 + NaOH = NaNO3 +H2O
взаимодействием металла с кислотами:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
взаимодействием оксидов с кислотами:
FeO + HCl = FeCl2 +H2O
взаимодействием двух солей:
Na2S + ZnCl2= ZnS + 2NaCl
взаимодействием соли с кислотой:
CaCO3 +2HCl = CaCl2 + H2O +CO2
взаимодействием соли со щелочью:
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl
взаимодействием металла с неметаллом:
2Na + Cl2 =2NaCl
взаимодействием двух оксидов:
SO3 + K2O = K2SO4
взаимодействием оксида с основанием:
CO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O
взаимодействием соли с металлом:
Fe + CuSO4= Cu + FeSO4
Методы получения кислых солей
1. Реакция нейтрализации при избытке кислоты:
NaOH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O
2. Взаимодействие основания с кислотным оксидом при избытке оксида:
NaOH + CO2 = NaHCO3
3. Взаимодействие основного оксида с избытком кислоты:
СаО + 2Н2СО3 = Са (НСО3)2 + Н2О
4. Взаимодействие средней соли с двухосновной кислотой:
ВаСО3 + Н2СО3 = Ва(НСО3)2
ВаСО3 + Н2SO4 = BaSO4 + Ba(HCO3)2
Кислые соли, как правило, хорошо растворимы в воде.
Кислую соль переводят в среднюю соль, добавлением основания:
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
Методы получения основных солей.
1. реакция нейтрализации при избытке основания:
Cu(OH)2 + H2SO4 = (CuOH)2SO4 + 2H2O
2. Реакция между кислотным оксидом и избытком основания:
СО2 + 2Сu(ОН)2 = (CuOH)2CO3 + H2O
3. Обменная реакция между средней солью и основанием:
NiSO4 + Ni(OH)2 =( NiOH)2SO4
2NiSO4 + 2NaOH =( NiOH)2SO4 + Na2SO4
Основную соль переводят в среднюю реакцией с кислотой:
CuOHCl + HCl = CuCl2 + H2O
(NiOH)2SO4 + 2HCl = NiSO4 + NiCl2+ 2H2O
2.5.4. Соли – минеральные удобрения
Удобрения – это вещества, содержащие питательные элементы, которые добавляют в почву для повышения урожайности растительных культур.
В зависимости от числа питательных элементов различают простые -содержат один элемент и комплексные удобрения – содержат несколько питательных элементов, входящих в состав одного удобрения ( сложные) или смесь удобрений ( смешанные)
В зависимости от состава питательного элемента минеральные удобрения разделяются на азотные, калийные и фосфорные удобрения.
Существуют также микроудобрения – содержащие микроэлементы, необходимые для жизнедеятельности растений – марганец, цинк, медь, молибден и др.
Удобрения оцениваются по содержанию питательных элементов:
w(N)% - для азотных удобрений; w(Р2О5)% - для фосфорных удобрений и
w(К2О)% - для калийных удобрений. Наиболее ценными являются комплексные и смешанные удобрения, содержащие несколько питательных элементов.
Табл. 2 Основные типы удобрений
|
Название |
Химический состав |
Метод получения |
Качественная реакция |
|
Азотные удобрения |
|||
|
Аммиачная селитра |
NH4NO3 |
NH3+HNO3=>NH4NO3 |
Нагревание c NaOH ( выделение NH3 ) |
|
Натриевая (чилий-ская) селитра |
NaNO3 |
Na2CO3 +2HNO3 => 2NaNO3 + H2O + CO2 |
|
|
Калийная селитра |
KNO3 |
KCl + NaNO3 NaCl + KNO3выделяют, используя различную раствори-мость соединений |
Плавится и разлага-ется с выделением NO2 |
|
Cульфат аммония |
(NH4)2SO4 |
2NH3+H2 SO4 => (NH4 )2SO4 |
При нагревании разлагается с выделением NH3 c BaCl2 => белый осадок BaSO4 |
|
Карбамид (мочевина) |
NH2-CO-NH2 |
CO2 + 2NH3=> CO(NH2)2 + H2O |
Плавится и разлага-ется с выделением NH3 |
|
Калийные удобрения |
|||
|
Сильвинит |
KCl. NaCl |
- |
C AgNO3 => белый осадок AgCl |
|
Карналлит |
KCl. MgCl2. 6H2O |
- |
|
|
Хлорид калия |
KCl |
Из сильвинита путем отделения от NaCl |
|
|
Фосфорные удобрения |
|||
|
Фосфоритная мука (измельченный при-родный фосфорит) |
Ca3(PO4)2 |
- |
|
|
Простой суперфосфат |
Ca(H2PO4)2 + CaSO4 |
Ca3(PO4)2+2H2SO4=>Ca (H2PO4)2 + 2CaSO4 |
|
|
Двойной суперфосфат (дигидрофосфат кальция) |
Ca(H2PO4)2 |
Ca3(PO4)2+ 4H3РО4 => 3Ca(H2PO4)2 |
C AgNO3 => желтый осадок Ag3РО4 c BaCl2 => белый осадок Ba3РO4 |
|
Преципитат |
СaHPO4. 2H2O |
Сa(OH)2 + H3PO4=> + CaHPO4. H2O |
|
|
Cложные удобрения |
|||
|
Аммофос (дигидро-фосфат аммония) |
NH4H2PO4 |
NH3 + H3PO4=> NH4H2PO4 |
С AlCl3 => белый осадок AlPO4 C AgNO3 => желтый осадок Ag3РО4 Плавится и разлага-ется с выделением NH3 |
|
Диаммофос (гидро- фосфат аммония) |
(NH4 )2HPO4 |
2NH3 + H3PO4=> (NH4)2HPO4 |
|
|
Нитрофоска |
(NH4 )2HPO4 +NH4NO3 + KCl |
Получается сплавле-нием компонентов |
3. Реакции в растворах электролитов.
С точки зрения теории электролитической диссоциации реакции в растворах протекают не между молекулами соединений, а между их ионами.
Основные положения теории электролитической диссоциации:
1. Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Электролитами являются соли, основания, кислоты.
К неэлектролитам относятся органические соединения (сахар, бензол, ацетон и т.д.). Такие вещества в растворах электрический ток не проводят.
2. Электролиты в водных растворах распадаются на ионы, диссоциируют:
NaOH < = > Na+ + OH-
3. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные (катионы) движутся к отрицательно заряженному катоду, отрицательно заряженные (анионы) движутся к положительно заряженному аноду.
4. Диссоциация – процесс обратимый, наряду с распадом на ионы, протекает процесс ассоциации – соединение ионов в молекулы.
5. Основная причина диссоциации – гидратация веществ в растворе под действием полярных молекул воды.
Количественно способность электролитов диссоциировать в водных растворах оценивают с помощью степени диссоциации α (альфа).
a - численно равна отношению количества молекул, распавшихся на ионы к общему числу молекул.
a = n дис / N
Степень диссоциации может быть безразмерной величиной, или измеряться
в процентах. Например, a = 0.3 или 30%.
По величине степени диссоциации, электролиты условно делятся на сильные электролиты, средней силы и слабые.
К сильным электролитам относятся электролиты, имеющие степень диссоциации более 30% (или если a безразмерная величина более 0.3). К сильным электролитам относятся все растворимые в воде соли, кислоты (серная, соляная, азотная и др.), гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
К слабым электролитам относятся электролиты, имеющие степень диссоциации a < 3%, например, органические кислоты, угольная, сероводородная, азотистая, кремниевая, фтороводородная кислоты и др., гидроксид аммония и все гидроксиды металлов, не являющиеся щелочами.
Примером средних электролитов являются фосфорная, сернистая кислоты имеющие степень диссоциации 30%<a < 3% .
Степень диссоциации увеличивается при разбавлении раствора, или при его нагревании.
Суть реакций обмена выражают ионные уравнения. При составлении ионных уравнений необходимо пользоваться таблицей растворимости и знать свойства соединений с точки зрения теории диссоциации. При этом малорастворимые вещества, слабые электролиты и газообразные вещества следует записывать в виде молекул, а сильные электролиты в виде ионов, на которые последние диссоциируют.
Например:
FeCl3 + 3 NH4OH => Fe (OH)3 + 3 NH4Cl
Полное ионное уравнение составляют, учитывая, что растворимые соли FeCl3 и NH4Cl являются сильными электролитами и записываются в виде ионов. Гидроксид аммония NH4OH имеет низкую степень диссоциации и относится к слабым электролитам, поэтому записывается в виде молекулы. Основание Fe (OH)3 является малорастворимым, записывается также в виде молекулы:
Fe+3 + 3 Cl - +3 NH4OH => Fe (OH)3+ 3 NH4 ++ 3Cl –
Краткое ионное уравнение составляется на основании полного ионного, удалением из левой и правой частей уравнения одинаковых ионов:
Fe+3 + 3 NH4OH => Fe (OH)3 + 3 NH4 +
Основные выводы по теории электролитической диссоциации сводятся к следующему:
Ag NO3 + NaCl => Ag Cl + NaNO3
нерастворимое соединение
Полное ионное уравнение записывается:
Ag + + NO3 - + Na + + Cl - => Ag Cl + Na+ + NO3-
краткое ионное уравнение:
Ag + + Cl - => Ag Cl
CH3COONa + HCl => CH3COOH + NaCl
слабый электролит
CH3COO- + Na+ + H++ Cl- => CH3COOH + Na+ + Cl -
CH3COO- + H+ => CH3COOH
Na2CO3 + 2HCl => CO2 + H2O + 2 NaCl
углекислый газ
2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl - => CO2 + H2O + 2Na++ 2Cl -
CO32- + 2H+ => CO2 + H2O
2. Реакции между сильными электролитами в растворах не протекают. После смешения сильных электролитов в растворе находится смесь одних и тех же ионов .
NaCl + KNO3 < => KCl + NaNO3
Na+ + Cl - + K + + NO3 - <=> Na+ + Cl - + K + + NO3 -
Задача 3.1. Приведите в молекулярной и ионной форме следующие превращения:
Сu => Cu(NO3)2 => Cu(OH)2 => CuSO4 => CuCl2 =>CuS
Na => NaOH => NaHCO3 => Na2CO3 =>NaCl =>NaNO3
Al => Al(NO3)3 => Al2(SO4)3 =>Al(OH)3 =>A lCl3 =>Al(NO3)3
Ca => Ca(OH)2 => CaCl2 => Ca (NO3)2 => Ca3 (PO4)2
Co(OH)2 => Co (OH)Cl => CoCl2 => Co(NO3)2
Задача 3.2. Какие из перечисленных соединений реагируют с Са(ОН)2
Na2O; H2O; SO2; ZnO; NaOH ; HCl; H2S; HNO3 ; CuCL2 ; NaCl
приведите уравнения реакций.
Задача 3.3. Какие из перечисленных веществ реагируют с серной кислотой: СаО; Na2O; SO2; CO2; Al(OH)3; H2S; NaCl; Zn(NO3)2; Cu
Задача 3.4. Приведите уравнения химических реакций в молекулярной и ионной форме взаимодействия между собой а) двух оксидов, б) двух гидроксидов, в) оксида и гидроксида г) оксида и кислоты д) соли и гидроксида е) соли и кислоты ж) двух солей.
Задача 3.5. Приведите молекулярные уравнения химических реакций, которым соответствуют следующие краткие ионные уравнения :
Са2+ + SO42- => CaSO4
Zn 2+ + S2- => ZnS
H+ + OH- => H2O
СO32- + 2H+ => H2O+ CO2
NH4+ + OH- => NH3 + H2O
Задача 3.6. С какими из перечисленных веществ будет взаимодействовать гидроксид кальция:
Na2O; ZnO; H2O; H2SO4; Cu(OH)2; CuSO4; H2S; CO; CO2; P2O5
Приведите уравнения реакций в ионной и молекулярной форме.
Задача 3.7. Составьте уравнения реакций, протекающих в водных растворах, в молекулярной и ионной форме между а) сульфидом натрия и
серной кислотой; б) сульфатом железа (III) и фосфатом калия; в) гидроксидом кальция и сульфатом аммония; г) гидроксидом аммония и сероводородной кислотой; д) фосфорной кислотой и гидроксидом кальция.
Задача 3.8. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, протекающих попарно между следующими соединениями:
Zn(OH)2; HNO3; Ca(OH)2; H2SO4
Приведите названия кислых и основных солей цинка и кальция.
Задача 3.9. Приведите 3-4 реакции в молекулярной и ионной форме получения карбоната и фосфата кальция.
Задача 3.10. Приведите уравнения реакций, подтверждающие амфотерный характер оксидов и гидроксидов цинка и алюминия.
Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента, и химические свойства таких веществ определяются химическими свойствами атомов, образующих эти вещества. Исходя из этого, можно дать определение понятия атом: атом – это наименьшая частица простого вещества, проявляющая его химические свойства.
4.1. Состав атома.
Атомы химических элементов состоят из положительно заряженного ядра, в котором заключена практически вся масса атома, и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг ядра и образующих электронное облако. В целом атом электронейтральная частица.
Ядра атомов – сложные образования, они состоят из положительно заряженных микрочастиц – протонов и нейтральных (незаряженных) микрочастиц – нейтронов.
Таблица 3. Количественные характеристики микрочастиц, образующих атомы,
Где: N – порядковый номер химического элемента в периодической системе; Z – заряд ядра атома; А – относительная атомная масса;
Заряд ядра (Z) является главной количественной характеристикой атома.
Поэтому совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра называют химическим элементом.
Пример. Определить количество протонов, нейтронов и электронов в атоме железа.
Решение. Определим количество протонов. Поскольку относительный заряд протона +1, то количество протонов численно равно заряду ядра атома, который в свою очередь равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Порядковый номер элемента железо – 26. Следовательно, ядро атома железа содержит 26 протонов.
Определим количество нейтронов. Известно, что практически вся масса атома сосредоточена в ядре и складывается из масс протонов и нейтронов. Исходя из этого, можно вычислить массу всех нейтронов и их количество:
Количество электронов определяется исходя из того, что атом – электронейтральная частица. В атоме положительный заряд ядра компенсирован суммарным отрицательным зарядом всех электронов. Поскольку относительный заряд электрона -1, а заряд ядра атома железа +26, делаем вывод: количество электронов в атоме железа равно 26.
4.2. Взаимодействие электронов с ядром. Строение электронных оболочек атомов.
Качественно взаимодействие электронов с ядром характеризуется электростатическим притяжением отрицательно заряженных электронов и положительно заряженного ядра.
Притяжение электрона к ядру не приводит к их слиянию, поскольку сила электростатического притяжения уравновешена центробежной силой, действующей на движущийся вокруг ядра электрон.
Fприт Fц.бежн
Количественно взаимодействие электронов с ядром характеризуется универсальной физической величиной – энергией.
Согласно современной теории строения атома квантовой (волновой) механики энергия электрона в атоме квантована, т.е. принимает не любые численные значения, а лишь определенные (конкретные) значения, зависящие от значений трех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l) и магнитного (m).
Диаграмма возрастания энергии энергетических уровней и подуровней
|
Ее Величина Ее не может принимать любые значения, она квантована – порционна и определяется значениями трех квантовых чисел (кв.ч.) |
n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 |
l = 1 l = 2 l = 0 l = 1 l = 0 l = 1 l = 0 l = 0 |
4+1 = 5 3+2 = 5 4+0 = 4 3+1 = 4 3+0 = 3 2+1 = 3 2+0 = 2 1+0 = 1 |
|
|
Наименование энерг. состояния |
Энергетический уровень, Е ур |
Энергетический подуровень |
Атомные орбитали, АО |
Сумма значений n + l |
|
Квантовые. числа |
Главное, n |
Орбитальное, l |
Магнитное, m |
|
|
Значения кв. чисел |
1, 2, 3, 4...∞ |
0,1,2… (n-1) |
-l…0…+l |
|
|
Хар-ка е-облака |
Средн. Размер е-облака |
Форма е-облака |
Ориентация е-облака |
На диаграмме приведены возможные значения главного, орбитального и магнитного квантовых чисел и характеризуемые ими энергетические состояния электронов (энергетический уровень, энергетический подуровень, атомная орбиталь) и пространственные характеристики электронных облаков
4.2.1. Характеристика квантовых чисел.
Главное квантовое число (n):
Орбитальное квантовое число ( l ):
Магнитное квантовое число (m):
Количество значений m для энергетического подуровня равно числу способов ориентации электронного облака относительно ядра атома. Например, для s-энергетического подуровня l=0 и m=0, следовательно, одно численное значение m определяет один способ ориентации сферического по форме s-облака относительно ядра. Другой пример, для p-энергетического подуровня l=1 и m=-1,0,+1; следовательно, три численных значения m определяют три способа ориентации гантелеобразного по форме p-электронного облака в пространстве (вдоль трех осей координат x,y,z).
Таким образом, энергия взаимодействия электрона с ядром (энергетическое состояние электрона в атоме) характеризуется значениями рассмотренных трех квантовых чисел: главного, орбитального и магнитного.
В целом же совокупное энергетическое состояние электрона в атоме, характеризуемое конкретными значениями трех квантовых чисел n, l, m, получило название атомная электронная орбиталь, или атомная орбиталь (АО).
Спиновое квантовое число (s)
Изучение атомных спектров позволило обнаружить у электрона собственный механический момент движения, обусловленный вращением электрона вокруг собственной оси. Для характеристики величины и ориентации этого механического момента электрона введено четвертое – спиновое квантовое число (s), которое может принимать только два численных значения +1/2 и –1/2, характеризуя тем самым вращение электрона вокруг некой собственной оси либо по часовой стрелке, либо против неё.
Из сказанного следует, что спиновое квантовое число не определяет и не характеризует энергию взаимодействия электрона с ядром.
Пример .Определить численные значения главного, орбитального и магнитного квантовых чисел для 2p-энергетического подуровня.
Решение. Главное квантовое число n указывает на номер энергетического уровня. В задании указан p-подуровень второго энергетического уровня, следовательно, n=2.
Орбитальное квантовое число характеризует подуровень энергии электронов. Нам задан p-энергетический подуровень, для которого l=1.
Магнитное квантовое число принимает значения целых чисел от –l, включая 0, до +l. Поскольку l=1, то m= -1,0,+1.
Ответ: для 2p-энергетического подуровня n=2, l=1, m=-1,0,+1.
4.2.2. Определение максимального числа электронов на энергетических уровнях и подуровнях
Для определения максимального числа электронов, способных принимать энергию какого-либо энергетического уровня (заполнять энергетический уровень), необходимо выполнить следующие действия:
Максимальное число электронов, способных принимать энергию одной атомной орбитали, определяется на основании принципа Паули, согласно которому: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел n, l, m, s. Электроны должны различаться значениями хотя бы одного квантового числа.
Например, для 1s АО n=1, l=0, m=0. Следовательно, все электроны 1s АО характеризуются одинаковыми значениями трех квантовых чисел n, l, m и должны отличаться значением четвертого – спинового квантового числа (s). Спиновое квантовое число может принимать только два значения: +1/2 и –1/2, поэтому энергию одной атомной орбитали, в данном примере 1s АО, могут принимать максимально 2 электрона и с противоположными спинами
Пример. Определите максимальное число электронов на втором энергетическом уровне.
Решение. 1. Для второго энергетического уровня главное квантовое число n=2. Орбитальное квантовое число принимает два значения l=0 и l=1, следовательно, второй энергетический уровень имеет два энергетических подуровня: 2s (для l=0) и 2p (для l=1).
2. Для 2s-энергетического подуровня l=0 и магнитное квантовое число m принимает одно значение m=0. Следовательно, на 2s энергетическом подуровне имеется одна атомная орбиталь: 2s АО.
Для 2p энергетического подуровня l=1, поэтому магнитное квантовое число m принимает три значения: m=-1,0,=1. Следовательно, на 2p энергетическом подуровне имеется три атомных орбитали: 2p АО.
3. В соответствии с принципом Паули энергию одной АО могут иметь максимально лишь два электрона. Следовательно, максимальное количество электронов на 2s энергетическом подуровне (одна АО) равно 2, а на 2p энергетическом подуровне (три АО) равно 6. В целом, максимальное число электронов способных иметь энергию второго энергетического уровня равно 8.
Распределение электронов по атомным орбиталям одного энергетического подуровня подчиняется правилу Хунда:
в устойчивом состоянии атома электроны распределяются по орбиталям одного энергетического подуровня таким образом, чтобы сумма значений спиновых квантовых чисел была максимальной.
В качестве примера рассмотрим распределение трех электронов по атомным орбиталям p-энергетического подуровня.
На p-энергетическом подуровне три атомных орбитали, так как l=1 и магнитное квантовое число принимает три значения m= – 1,0,+1.
Для p-энергетического подуровня возможны следующие варианты распределения трех электронов по атомным орбиталям:
а) б) в)
Для выбора правильного варианта воспользуемся правилом Хунда и вычислим суммы значений спиновых квантовых чисел:
для варианта «а»: ∑S = +1/2 –1/2 +1/2 = +1/2,
для варианта «б»: ∑S = +1/2 –1/2 +1/2 = +1/2,
для варианта «в»: ∑S = +1/2 +1/2 +1/2 = +3/2.
Вывод: в соответствии с правилом Хунда распределение электронов по атомным орбиталям p-энергетического подуровня реализуется согласно варианту «в». Согласно этому варианту максимальное суммарное значение спиновых чисел соответствует распределению электронов по одному электрону с одинаковым спином в каждой орбитали.
4.2.4. Последовательность заполнения электронами энергетических уровней и подуровней.
Последовательность заполнения электронами энергетических уровней и подуровней определяется правилом Клечковского, согласно которому электроны в многоэлектронных атомах заполняют энергетические подуровни в соответствии с принципом наименьшей энергии по мере возрастания их энергии, т.е. в порядке возрастания суммы значений главного и орбитального квантовых чисел (n+l). Энергетические подуровни с одинаковым значением суммы (n+l) заполняются электронами последовательно по мере возрастания значения главного квантового числа n.
На диаграмме возрастания энергии энергетических уровней и подуровней, приведенной в разделе 3.2, в последнем столбце приведены значения сумм главного и орбитального квантовых чисел для ряда энергетических подуровней. Как видно из диаграммы, сумма значений n+l возрастает в ряду энергетических подуровней: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p и т.д. Следовательно, в этой же последовательности энергетические подуровни заполняются электронами в многоэлектронных атомах.
Учитывая, что реальные атомы имеют 7 энергетических уровней (атомы элементов седьмого периода периодической системы химических элементов), последовательность возрастания энергии и последовательность заполнения электронами подуровней первых семи энергетических уровней согласно правилу Клечковского имеет следующий вид:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f ≈ 5d, 6p, 7s, 5f ≈ 6d, 7p …
4.2.5. Электронные формулы и схемы атомов.
Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням, т.е. строение электронных оболочек атомов записывают в виде электронных формул и электронных схем.
Электронная формула атома отражает распределение электронов по энергетическим подуровням, а электронная схема – распределение электронов по атомным орбиталям энергетических подуровней. Чаще всего электронную схему составляют для подуровней наружного энергетического уровня атома.
Пример. Составьте электронную формулу и электронную схему электронной оболочки атома серы.
. Пользуясь периодической системой химических элементов, записываем:
S
Z= +16
E =16 (–16)
Составляем электронную формулу атома серы, рассуждая следующим образом: 16 электронов атома серы взаимодействуют с ядром и характеризуются разными величинами энергии этого взаимодействия. Наименьшую энергию 1s-подуровня имеют 2 электрона, затем по возрастанию энергии электроны заполняют подуровни 2s, 2p и т.д. в соответствии со следующей электронной формулой:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 {электронная формула
электронная схема
внешнего энергетического
уровня
Задача 4.1. Исходя из строения электронных оболочек атомов,
поясните, как изменяется способность элементов отдавать электроны в периоде и в группе.
Задача 4.2. Составьте электронные формулы следующих элементов и изобразите схему распределения электронов по орбиталям, укажите число протонов и нейтронов в ядрах:
Хлор, кальций, сера, железо, мышьяк, кремний, бром, аргон
Задача 4.3. Составьте электронные формулы ионов:
F- ; Al3+; S2-; Ca2+; H+; H-; Fe2+
Задача 4.4. Сколько орбиталей расположено на третьем энергетическом уровне? Какое максимальное количество электронов может находиться на этом уровне?
Задача 4.5. Укажите, где в таблице Менделеева расположены элементы, имеющие формулу 3s23p5; 4s23d3; 4s13d10; 4s24p4.Охарактеризуйте свойства этих элементов.
5.Химическая связь.
В природе редко встречаются элементы в виде отдельных атомов. Обычно атомы взаимодействуют с одноименными или другими атомами с формированием между ними химической связи.
Под химической связью понимают различные виды взаимодействий атомов, обусловливающих устойчивое существование молекул.
Одной из фундаментальных основ химической связи является теория химического строения Бутлерова (1861г), согласно которой свойства соединений зависят от природы и числа частиц, входящих в вещества, а также от его строения. Эта теория нашла подтверждение не только для органических, но и неорганических веществ. На базе теории строения органических веществ и квантовой механики развилась теория химической связи.
5.1.Типы химической связи.
К основным видам химической связи относятся ионная, ковалентная, водородная и металлическая связи. По своей природе химическая связь представляет либо взаимодействие между положительно и отрицательно заряженными ионами или между электронами
Валентность.
При рассмотрении химической связи пользуются понятием валентность – способность атомов к образованию химической связи. Химическая связь осуществляется за счет валентных электронов. Например, у s- и p-элементов
валентными являются электроны внешней оболочки. У d-элементов это
s-электроны внешней и d-электроны предвнешней оболочки.
Электроотрицательность.
Важнейшей характеристикой реакционной способности атомов для образования химической связи является электроотрицательность – способность атомов притягивать к себе электроны, обобществляемые при образовании связи. В результате образования химической связи атомы стремятся приобретать устойчивую электронную конфигурацию инертных газов, имеющих на внешней оболочке 8 (октет) электронов (правило октета).
Разность электроотрицательностей атомов, образующих молекулу влияет на тип химической связи.
Энергия связи.
Мерой прочности связи является энергия связи (Е св.) – это количество энергии, которое необходимо затратить для разрушения связи. Это же количество выделится при образовании связи. Например, энергия связи Н-Н в молекуле водорода – 435 кДж/ моль. Чем больше Есв., тем прочнее химическая связь.
Дина связи.
Расстояние между ядрами двух атомов называют длиной связи (l св.). Она зависит от размеров электронных оболочек атомов и степени их перекрывания.
Длина связи Н-Н в молекуле водорода l св = 0,113 нм.
Угол между двумя прямыми, проходящими через ядра атомов, называют валентным углом. Например, в молекуле воды этот угол равен 104,5о.
5.2. Ионная связь.
Ионная связь – химическая связь, в основе которой лежит электростатическое взаимодействие между ионами. Возникает в том случае, когда атомы значительно отличаются по электроотрицательности. Она характерна для галогенидов, оксидов и сульфидов щелочных, щелочноземельных металлов (NaF; NaCl; KBr; Li2O; Na2S). При образовании катионов металлов и анионов неметаллов возникают устойчивые октетные оболочки.
Например, в случае фторида натрия имеют конфигурацию неона:
Na+ - 1s22s22p6; F- - 1s22s22p6
В этом случае различно заряженные ионы притягиваются за счет сил кулоновского взаимодействия. Ионная связь присутствует в кристаллических соединениях
5.3. Ковалентная связь.
Ковалентная связь – химическая связь, образованная за счет перекрывания электронных орбиталей двух атомов с получением общего двухэлектронного облака высокой плотности, обеспечивающего притяжение
атомных ядер.
В качестве примера можно рассмотреть образование химической связи в молекуле водорода. При сближении двух атомов водорода между ними возникают различные виды взаимодействия: отталкивание между ядрами и электронами, притяжение каждого электрона к двум ядрам и др. Наиболее устойчивому состоянию системы, состоящей из двух атомов, соответствует такое, при котором силы отталкивания и притяжения уравновешивались.
Состоянию реально существующей молекулы водорода отвечает определенная длина связи и минимум энергии. В этом случае два ядра в молекуле удерживаются прочно за счет того, что два электронных облака каждого из атомов перекрываются между собой, образуя молекулярное облако, повышенной электронной плотности, находящееся между центрами двух ядер.
Таким образом, на формирование ковалентной связи в молекуле приходится по одному электронному облаку от каждого атома водорода.
Ковалентная связь в других молекулах (N2; HCl; Cl2 ; СН4 и др.)
осуществляется по такому же принципу. В каждом случае она осуществляется за счет образования общей для взаимодействующих атомов электронной пары.
5.3.1. Механизмы образования ковалентной связи
При этом различают два механизма образования ковалентной связи:
обменный – в этом случае каждый из двух атомов поставляет на образование общей электронной пары одну электронную орбиталь, например, при образовании молекулы водорода:
Ho oH ;
донорно-акцепторный – один из атомов поставляет электронную пару
( донор электронов), а другой – свободную орбиталь (акцептор).
Например, при образовании химической связи в ионе аммония в качестве донора электронной пары выступает атом азота. Он име6ет три химические связи с атомами водорода, образованные по обменному механизму и имеет неподеленную пару электронов. Ион атома водорода Н+, имеет свободную орбиталь и является акцептором, принимающим неподеленную пару электронов.
+ q H+ =>
донор акцептор
Особенностью ковалентной связи в отличие от ионной является ее направленность, поскольку атомные орбитали ориентированы в пространстве и их перекрывание происходит по определенным направлениям.
Следует отметить такое свойство ковалентной связи, как насыщаемость. Это связано с ограниченным количеством валентных электронов на внешних энергетических уровнях.
5.3.2. Типы ковалентной связи.
По способу перекрывания наиболее часто встречаются сигма- (s-) и пи- (p-) связи.
Сигма-связь.
Связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов, называется s-связью.
Формирование s-связей происходит при перекрывании двух атомных орбиталей – двух s-орбиталей; s- и p-орбиталей; двух р-орбиталей и др.:
Например, в молекуле водорода сигма-связь образована за счет перекрывания двух s-орбиталей атомов водорода. Структурная формула Н-Н.
В молекуле НF химическая связь образована перекрыванием s-орбитали атома водорода и р-орбитали атома фтора. Структурная формула Н-F.
В молекуле F2 происходит перекрывание двух р- орбиталей двух атомов фтора. Структурная формула F-F.
Пи-связь.
Наряду с простыми -связями существуют кратные ( двойные, тройные) связи, образованные при сочетании сигма- и пи-связей.
Связь, образованная при боковом перекрывании двух атомных орбиталей над и под плоскостью линии, соединяющей ядра атомов, называется p-связью.
Пи- связь формируется при перекрывании двух р-электронов ( или р- и d- или двух d-электронов) , расположенных перпендикулярно плоскости линии связи.
Рис. Перекрывание орбиталей при образовании s - и p-связей
При наложении p-связи на p-связь образуется двойная связь.
Примером сочетания s-связи и двух p-связей является двухатомная молекула азота N2.
Каждый из атомов азота имеет три одноэлектронные р-орбитали. При перекрывании двух р- орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов образуется простая s-связь. Оставшиеся две р- орбитали каждого атома расположены перпендикулярно плоскости линии связи над- и под- плоскостью. В результате боковых перекрывания этих орбиталей образуются две p-связи. Наложение одной сигма- и двух пи-связей формирует тройную связь. Структурная формула молекулы азота N º N .
Полярность ковалентной связи.
Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, например, Н-Н;
О=О; N º N, то общая электронная пара расположена симметрично относительно ядер атомов и в равной степени принадлежит каждому атому. Такая химическая связь является ковалентной неполярной связью.
Полярная ковалентная связь – возникает между атомами, различающимися по электроотрицательности, при этом общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного элемента. Чем больше разница электроотрицательностей атомов, тем более полярна химическая связь. Например, в молекуле хлористого водорода электронная плотность связи смещена в сторону наиболее электроотрицательного атома хлора:
5.4. Водородная связь.
Водородная химическая связь может возникать между двумя полярными атомами, один из которых атом водорода, а другой является электроотрицатель-ным элементом (атом кислорода, галогенов, азота). При образовании водородной связи образуются димеры, тримеры и полимеры. Водородная связь между атомами изображается тремя точками.
Примером межмолекулярной водородной связи является связь между молекулами в полимере (HF) n:
…H-F… H-F…H-F… H-F…H-F…
За счет разницы электроотрицательности атома фтора и водорода образуется диполь Н – F с сильно полярной связью. В то же время у положительного конца диполя атома водорода появляется свободная орбиталь, на которую попадает неподеленная пара электронов атома фтора. Межмолекулярную водородную связь можно представить как донорно-акцепторное взаимодействие молекул.
Важную роль водородная связь играет в белках, нуклеиновых кислотах.
5.5. Металлическая связь.
В металлах между атомами осуществляется металлическая связь. Большинство металлов являются кристаллическими веществами. В узлах кристаллической решетки находятся атомы металлов. Химическую связь между атомами осуществляют подвижные электроны. Особенностью металлов является небольшое числом валентных электронов (1-3) и значительное количеством свободных орбиталей на внешнем энергетическом слое.
Например, у атома натрия на последнем третьем электронном слое находится 1 s электрон: 11 Na: 1s22s 2 2p 6 3s 1. В то же время на третьем электронном слое находятся 9 орбиталей. Валентные электроны слабо удерживаются в атоме и имеют возможность перемещаться по свободным орбиталям, переходя с одной орбитали на другую. При перекрывании орбиталей соседних атомов электроны свободно перемещаются по другим орбиталям, осуществляя химическую связь между атомами кристалла металла. Такие подвижные электроны называют обобществленными, т.е. принадлежащими всем атомам одновременно, или электронным газом. Таким образом, металлическая связь обусловлена обобществлением валентных электронов всеми атомами в кристалле металла.
Задача 5.1. Укажите типы связи в следующих соединениях
H2O; H2; H2S; HBr; Br2; KCl; Na2O; CO2; NH3; KNO3
Задача 5.2. Изобразите перекрывание орбиталей при образовании связей в молекулах водорода, хлора, азота, хлористого водорода, метана.
Задача 5.3. На примере образования молекул хлора и иона аммония
поясните два механизма образования ковалентной связи.
Задача 5.4. Исходя из значений электроотрицательностей атомов: Н(2.1); Сl(2.81); Br(2.74); I (2.21), укажите, в каком соединении – HCl; HBr; HI наиболее полярная связь? Укажите направление смещения электронной плотности.
Задача 5.5. Приведите примеры s- и p- связей в неорганических молекулах.
6. Химическая кинетика и равновесие.
Раздел химии, изучающий скорости химических реакций , называется химической кинетикой.
6.1. Скорость химических реакций.
Характер протекания химической реакции в значительной степени зависит от многих факторов: природы реагирующих соединений, их количественных соотношений, температуры реакции, наличия катализатора, характера среды и др.
Основной характеристикой химического процесса является скорость химической реакции.
Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени при неизменном объеме системы.
Рассмотрим химическую реакцию:
В ходе реакции концентрация вещества А уменьшается. Если в момент времени t1 концентрация вещества А равнялась С1 моль/л, а в момент времени t2 - C2 моль/л, , тогда изменение концентрации вещества ( D C) за время,
Dt = t 2 - t 1 равно С2- С1 = DС.
Среднюю скорость реакции V можно определить как:
Скорость реакции зависит от природы реагентов, их концентрации, температуры реакции, давления, если в реакции участвуют газы, участия катализатора и др.
6.1.1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции.
Зависимость скорости реакции от концентрации для элементарных
(одностадийных) процессов выражает основной закон химической кинетики (закон действующих масс):
Скорость элементарной химической реакции прямо прорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для реакции, в которой взаимодействуют два вещества А и В:
Скорость реакции по закону действующих масс:
V = k . CA . CB ,
где V - cкорость химической реакции, СА и Св - молярные концентрации веществ ( моль/л),
k - коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции. Величина константы k численно равна скорости реакции, если концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л, и зависит от природы веществ и температуры реакции.
Для реакции, в которую вступает n молекул вещества А и m молекул вещества В:
mA +n B = p C +q D
скорость реакции по закону действующих масс записывается :
V = k . CAm . CB n
где m и n – стехиометрические коэффициенты из уравнения реакции являются показателями степени для концентраций соответствующих веществ.
Так, для реакции 2NO + O2 => 2 NO2:
V = k СNO2 C О2
Математическое выражение закона действующих масс называется кинетическим уравнением.
Закон действующих масс применим только к веществам, находящимся в растворенном виде и газообразном состоянии - для гомогенных процессов.
В гетерогенных процессах (твердое вещество- раствор) реакции протекают на ограниченных поверхностях - на границе раздела фаз, при этом поверхность твердого вещества остается постоянной, и его концентрация не влияет на скорость процесса.
Концентрация твердых веществ не включается в кинетическое уравнение.
Для реакции горения серы S + O2= SO2 скорость химической реакции пропорциональна только концентрации кислорода:
V = k C О2
Влияние давления на скорость реакций газов.
При увеличении давления молярные концентрации газов увеличиваются пропорционально изменению давления.
Для реакции 2CO + O2 => 2CO2 скорость равна
V = kCCO2 . CO2 = k x2y,
где х - молярная концентрация оксида углерода (II), у - молярная концентрация кислорода
При увеличении давления в системе в 2 раза, концентрации газов возрастут также в 2 раза и соответственно станут равными 2х и 2у.
Математическое выражение для скорости реакции примет вид:
V1 = k (2x)2 (2y) = 8 k x2y = 8V
т.е. при увеличении давления в 2 раза скорость данной реакции увеличится в 8 раз.
6.1.2. Влияние температуры на скорость химической реакции.
Рассмотрим две реакции:
а) реакция нейтрализации:
2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
б) реакция получения оксида азота (II):
N2 + O2= 2NO
известно, что первая реакция протекает очень быстро при комнатной температуре, вторая при обычной температуре не протекает и возможна лишь при температуре выше 1000о. Многие теоретически возможные реакции в обычных условиях не протекают.
Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.
Математически эта зависимость выражается следующим соотношением:
где v0 и vt - скорости реакций при начальной и конечной температуре
Dt = t- t0 –разность температур
g ( гамма) - температурный коэффициент реакции
при увеличении температуры на 100:
D t = 10 => vt = v0 . g ,
т.е. g показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов
Протекание реакций ограничивают энергетические барьеры. Повышение температуры способствует образованию большого числа активных частиц, преодолевающих энергетический барьер реакции.
Вещества, увеличивающие скорость реакции, не входящие в состав продуктов реакции, называют катализаторами. Процесс, протекающий в присутствии катализатора, называется катализ, а химические реакции – каталитическими.
В качестве примера каталитической реакции является получение аммиака взаимодействием азота и водорода:
N2 + 3 H2 <=> 2NH3
Для оптимального протекания данной реакции необходимо высокое давление, температура и наличие пористого железа в качестве катализатора.
Считается, что катализатор вступает во взаимодействие с одним из исходных соединений, образуя промежуточный активированный комплекс с более низким энергетическим барьером.
Химические реакции можно классифицировать по принципу
обратимости.
Реакции, протекающие только в одном направлении и завершающиеся полным превращением реагирующих веществ в продукты реакции, называются необратимыми. К необратимым реакциям относятся реакции в растворах, сопровождающиеся образованием нерастворимых, малодиссоциированных , газообразных соединений а также реакции, сопровождающиеся большим выделением тепла:
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
HCl + NaOH = NaCl +H2O
Na2CO3+ 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
Mg + 1/2 O2 = MgO, DH = - 602.5 кДж/моль
В то же время большинство химических реакций является обратимыми, т.е. протекающими одновременно в двух противоположных направлениях, например:
H2 + I2 < = > 2HI
N2 + 3H2 < = > 2 NH3
Обратимые реакции не протекают до конца и характеризуются состоянием химического равновесия:
Cостояние системы, при котором скорости прямой и обратной
реакции равны между собой, называется химическим равновесием.
Состояние химического равновесия не изменяется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация реагирующих веществ, температура и давление.
При изменении этих параметров происходит смещение или сдвиг химического равновесия.
При смещении равновесия важно знать, в каком направлении оно протекает. Направление реакции при сдвиге равновесия можно предсказать, руководствуясь принципом Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменение концентрации, температуры, давления), то равновесие системы сдвигается в направлении той реакции, которая противодействует данному воздействию.
6.2.1. Влияние концентрации на смещение химического равновесия
Согласно принципу Ле Шателье при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в направлении уменьшения концентрации данного вещества.
Так в реакции SO2 + O2 <=> 2SO3 при увеличении концентраций исходных веществ - диоксида серы или кислорода, равновесие реакции смещается в сторону той реакции, в которой их концентрация уменьшается, т.е. в сторону прямой реакции.
При увеличении концентрации продукта реакции - SO3 равновесие реакции сместится в сторону реакции, в которой его концентрация уменьшается, т.е. в сторону обратной реакции.
Чтобы сместить равновесие реакции вправо, связывают продукт реакции, поглощая серный газ водой, или раствором разбавленной серной кислоты.
6.2.2. Влияние изменения температуры
Чтобы оценить влияние температуры на смещение химического равновесия, необходимо знать характер химической реакции.
Различают экзотермические реакции, протекающие с выделением тепла. При этом энергия системы понижается, тепловой эффект реакции (DH) отрицателен. К реакциям, протекающим с поглощением тепла, относятся эндотермические реакции. Тепловой эффект реакции в данном случае положителен.
Например, обратимая реакция превращения диоксида азота
(NO2) , бурого газа в его бесцветный кристаллический димер (N2O4)
является экзотермической (D H = - 56 кДж/моль):
2NO2 <=> N2O4
Направление реакции легко определить по изменению окраски.
Если сосуд, в котором находится бурый диоксид азота, охлаждать, то можно видеть переход газообразного продукта при -110С в в бесцветную кристаллическую массу. При охлаждении произошло смещение равновесия вправо - в сторону прямой реакции.
При нагревании наблюдается обратный процесс образования темно-бурого газообразного оксида азота (IV) , и при 150о химическое равновесие полностью сдвинуто влево.
В общем случае повышение температуре благоприятствует протеканию процесса, идущего с поглощением тепла. Уменьшение температуры сдвигает равновесие реакции в направлении выделения теплоты.
6.2.3. Влияние изменения давления.
Нарушение равновесия вследствие изменения давления связано с изменением объема системы. При этом следует понимать, что если реакция протекает с увеличением числа молей газа, то она протекает с увеличением давления. Если в реакции число молей газообразных продуктов уменьшается, реакция протекает с понижением давления.
В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение давления в системе приводит к сдвигу равновесия в направлении уменьшения числа молей
газов (объема системы) - т.е. в сторону понижения давления.
Понижение давления способствует протеканию процесса, идущего с возрастанием числа молей газов. Так, в случае синтеза аммиака:
N2 +3H2 < = > 2NH3
прямая реакция протекает с уменьшением числа молей газов, т. е. с уменьшением давления. При увеличении давления в системе равновесие сдвигается вправо - в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молей. При понижении давления равновесие сдвигается влево - в сторону увеличения числа молей.
Если реакция протекает без изменения объема системы, то изменение давления не влияет на сдвиг химического равновесия.
Задача 6.1. Исходя из уравнения: 2 CO2 + O2 = 2 CO2 , определите
во сколько раз увеличится скорость реакции: а) при увеличении концентрации СО2 от 0.2 до 0.8 л/моль.
Задача 6.2. Как влияет увеличение давления в три раза на cкорость химической реакции: 4NH3 +5O2 = 4NO + 6 H2O?
Задача 6.3. Как изменится скорость химической реакции
при увеличении температуры на 30о, если температурный коэффициент g = 4?
Задача 6.4. На сколько градусов нужно увеличить температуру,
чтобы скорость реакции возросла в 81 раз? Температурный коэффициент реакции равен 3.
Задача 6.5. Исходя из термохимического уравнения: СO2 + С < = > 2CO ;
D H = 39 кДж , определите, как следует изменить давление, концентрацию и температуру, чтобы сместить равновесие а) влево б) вправо.
Задача 6.6. В какую сторону сместится равновесие при понижении
давления в системах: 2H2S <=> 2H2 + S(тв); 2H2+O2<=> H2O(г)
Задача 6.7. Исходя из термохимического уравнения
С + H2O < = > CO + H2 ; D H = 117 кДж, определите, в какую сторону сместится равновесие системы а) при увеличении концентрации углерода,
б) при уменьшении давления в) при повышении температуры.
Задача 6.8. Как изменится скорость реакции сгорания этилена
при увеличении концентрации кислорода в 2 раза?
Задача 6.9. Исходя из уравнения 2NO + O2 = 2NO2 , вычислите
как изменится скорость реакции а) при одновременном увеличении концентрации NO в 2 раза и уменьшении концентрации О2 в 4 раза.
Задача 6.10. Во сколько раз нужно увеличить концентрацию
диоксида серы в реакции 2 SO2 + O2 = 2SO3 ,чтобы скорость реакции увеличилась в 16 раз?
7. Растворы
Термин растворы используют для описания гомогенных смесей, в которых составляющие компоненты равномерно распределены по всему объему. Такие системы называются дисперсными.
Растворы – это гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов. Компонент, который преобладает в растворе, называют растворителем.
Устойчивость растворов зависит от размеров распределенных частиц. Различают взвеси, коллоидные и истинные растворы.
К истинным растворам относятся устойчивые системы с размером частиц менее 10-9м.
7.1. Способы выражения концентраций растворов.
Одной из важнейших характеристик раствора является его концентрация, определяющая относительное количество растворенного вещества в растворе.
Массовая доля - это безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к массе раствора:
где w - массовая доля растворенного вещества; mв - масса растворенного вещества в г, mр - общая масса раствора в г.
Массовую долю обычно выражают в долях единицы или в процентах.
В последнем случае ее называют процентной концентрацией:
Массовая доля в процентах показывает массу растворенного вещества в граммах, содержащуюся в 100г раствора. Например, массовая доля гидроксида калия равна 15%. Это означает, что в 100 г раствора содержится 15г KOH и 85 г воды.
Из приведенной формулы вытекает:
m в = w . mp : 100%
Необходимо иметь в виду, что массу раствора можно вычислить, используя плотность раствора r, измеренную в г/л:
mp = V . r, в этом случае
m в = w . (V . r) : 100%
Пример. Вычислите массу вещества, которую нужно взвесить для приготовления двух литров 5%-ного раствора хлорида натрия с плотностью раствора 1 г/мл.
Дано: Решение:
Vp= 2 л для решения задачи используем формулу массовой доли:
w (NaCl) = 5% w = mв . 100% : mр
r = 1г/ мл определим массу раствора
m (NaCl) =? mp = V . r = 2000 мл . 1 г/мл = 2000 г
найдем массу хлорида натрия по формуле:
m в = w . m p : 100%
m (NaCl) = 5% . 2000 г : 100% =100г
Таким образом, для приготовления двух литров 5% -ного раствора хлорида натрия необходимо взвесить 100 г вещества.
Можно вычислить объем воды, необходимый для получения данного раствора.
Масса воды определяется как разность массы раствора и массы растворенного хлорида натрия: m (H2O) = mp- m (NaCl) = 2000г – 100г = 1900 г .
Учитывая, что плотность воды равна 1 г/мл. Объем воды равен:
V (H2O) = m (H2O) : r = 1900г : 1 г/мл = 1900 мл
Молярная концентрация - это отношение количества растворенного вещества к объему раствора:
где См - молярная концентрация раствора (моль/ л); n - количество вещества (моль), содержащееся в растворе; V - объем раствора (л).
Молярная концентрация показывает количество молей растворенного вещества, содержащееся в одном литре раствора.
Раствор, в котором находится 1 моль растворенного вещества, называется одномолярным. Если в одном литре раствора находится 0.1 моль вещества, то С м = 0.1 моль/л и раствор называют децимолярным, если С м = 0.01 моль/л раствор называют сантимолярным.
Используя соотношение
можно преобразовать формулу молярной концентрации:
Из формулы молярной концентрации можно вычислить массу растворенного вещества:
mв = Cм. М. V
Пример. Сколько граммов карбоната натрия Na2CO3 нужно взвесить для приготовления 700 мл 0.15 молярного раствора?
Дано: Решение:
См = 0.15 н 1) массу соды вычислим, используя формулу:
V = 700 мл Cм= mв/ М . V ; отсюда mв = Cм. М . V
________________ 2) Молярная масса соды М(Na2CO3) = 106г/моль
m =? mв= 0.15 моль/л . 106 г/моль. 0.7 л = 11,2 г
Пример. Какой объем хлористого водорода (н.у.) необходим для
получения 5л 10%-ного раствора соляной кислоты плотностью 1,05 г/ мл?
Дано: Решение:
Vp= 5 л вычислим массу раствора: mp= v r = 5000 мл . 1.05 г/мл = w (HCl)= 10% = 5250 г; масса хлористого водорода вычисляется по
r= 1.05 г/мл формуле: m(HCl) = w . mp : 100% = 10% . 5250г : 100% = V(HCl)=? =525 г, определим количество вещества HCl:
n (HCL) = m:M =525г : 36.5 г/моль=14.4 моль
Объем газа вычисляем по закону Авогадро:
V(HCl)=Vm . n= 22.4 л/моль . 14.4 моль = 322.2 л
Задача 7.1. Определить массовую долю соды в растворе, полученном при растворении 5.7г кристаллогидрата Na2CO3 . 10H2O в 44.3 г воды
Задача 7.2. Определить массовую долю и молярную концентрацию хлорида калия в растворе, если в 500мл воды растворили 30г KCl. Плотность раствора 1.05 г/мл.
Задача 7.3. Сколько мл 74% раствора серной кислоты с плотностью 1.664 г/мл нужно взять для приготовления 250 г 20%-ного раствора
Задача 7.4. Какова масса 10%-ного раствора гидроксида натрия, необходимая для полной нейтрализации 50 г 12%-ного раствора HCl?
Задача 7.5. Какова масса соли, получаемой при пропускании 6.72л СО2 (н.у.) через 200г 6%-ного раствора гидроксида натрия?
Задача 7.6. Сколько мл воды нужно добавить к 50г соли, чтобы получить 40% раствор?
Задача 7.7. . Вычислить массовую долю раствора, полученного при смешении 400мл 15%-ного раствора серной кислоты c плотностью раствора 1.15 г/мл и 450 мл воды.
Задача 7.8. Какой объем углекислого газа (н.у.) нужно пропустить через 100г 20 %-ного раствора гидроксида калия, для получения кислой соли?
Задача 7.9. Вычислить массовую долю HNO3 в растворе, полученном
при добавлении к 300мл 32%-ного раствора азотной кислоты (плотностью 1.1г/мл) одного литра воды.
Задача 7.10. Вычислить массу осадка, полученного при взаимодействии 100мл 20%-ного раствора NaOH (плотностью 1.1г/ мл) со 100г 5%-ного раствора сульфата меди.
Задача 7.11. Вычислите объем 10%-ного раствора гидроксида калия
с плотностью 1.15 г/мл, который нужно взять для нейтрализации 400 г 15 %-ного раствора фосфорной кислоты.
Задача 7.12. При растворении 10 г смеси цинка с оксидом магния в 20%-ном растворе соляной кислоты выделилось 2,24 л (н.у.) водорода.
Какая масса раствора кислоты была использована в реакции?
Задача 7.13. Определите массовую долю выхода продукта реакции, если при пропускании избытка аммиака через 600 мл 42%-ного раствора азотной кислоты с плотностью 1.22 г/мл получили 300 г соли.
Задача 7.14. Вычислите массу соли образующейся при пропускании
сероводорода через 100 мл 15 %-ного раствора хлорида меди с плотностью
раствора 1.11 г/мл, если массовая доля выхода реакции 98 %.
Задача 7.15. Какова массовая доля хлорида цинка в растворе, полученном при взаимодействии 13 г цинка со 95 г 15%-ного раствора соляной кислоты?
Задача 7.16. Вычислите молярную концентрацию 15%-ного раствора гидроксида натрия, плотность которого равна 1,24 г/мл.
8.Гидролиз солей.
8.1. Типичные случаи гидролиза.
Гидролиз – это химическая реакция ионов солей с водой, протекающая с образованием слабых электролитов, и в ряде случаев, сопровождающаяся изменением характера среды. Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят ионы слабого основания или слабой кислоты. Различают несколько типов гидролиза.
Например, сульфид натрия – соль сильного основания NaOH и слабой кислоты H2S. Диссоциация сульфида натрия в растворе:
Na2S = 2Na+ + S2-
Далее протекает гидролиз по аниону слабой кислоты. Так как Н2S -двухосновная кислота, гидролиз может протекать по двум ступеням:
I ступень:
Краткое ионное уравнение:
а) S2- + HOH <=> HS- + OH-
наличие ОН- - указывает на щелочную среду
Полное ионное уравнение:
б) 2Na+ + S2- + HOH <=> HS- + OH- + 2Na+
Молекулярное уравнение:
в)Na2S + H2O <=> NaHS + NaOH
гидросульфид натрия
Гидролиз, как правило, протекает по первой стадии, однако, если раствор соли разбавить, или нагреть, то протекает следующая ступень гидролиза:
II ступень:
а)HS- + HOH <=> H2S +OH-
б)Na + +HS- + HOH <=> H2S +OH- + Na+
в)NaHS + H2О <=> H2S +NaOH
2. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислоты:
В качестве примера рассмотрим хлорид меди.
CuCl2 < => Cu2+ + 2Cl-
В данном случае соль образована слабым основанием Cu (OH)2 и сильной кислотой HCl. Гидролиз протекает по катиону:
Краткое ионное уравнение:
а)Cu2+ + HOH <=> CuOH+ + H+ (кислая среда)
Полное ионное уравнение:
б)Cu2+ + 2Сl- + HOH <=>CuOH++ H+ + 2Cl-
Молекулярное уравнение:
в)CuCl2 + H2O <=> CuOHCl+ HCl
гидроксохлорид меди
3. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой.
В этом случае гидролиз протекает по катиону и аниону. Если соль содержит остаток летучей кислоты (H2S; H2CO3), гидролиз протекает с образование слабых электролитов до конца:
Al2S3 + 3 H2О => Al(OH)3 + 3H2S
4. Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием.
Такая соль гидролизу не подвергается, так как такая реакция не приводит к образованию слабых электролитов. Примеры таких солей: NaCl; KNO3; LiF.
8. 2. Водородный показатель (рН).
Качественной характеристикой растворов является характер среды. Если в растворе преобладают ионы Н+, то среда является кислотной; в щелочной среде преобладают ионы гидроксидной группы ОН -; в нейтральной среде концентрация ионов водорода и анионов гидроксидной группы одинакова.
Качественно среду раствора можно определить с помощью индикаторов.
Для количественной оценки характера среды принято использовать отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода – lg [ H +] .Эта величина носит название водородный показатель рН:
рН = – lg [ H +]
В нейтральной среде концентрация ионов водорода и анионов гидроксидной группы одинакова и равна 10-7 моль/л:
[ H +] = [ ОH -] = 10-7
Вычислим отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов Н+:
рН = – lg [ H +] = - lg 10-7 =7
Таким образом, в нейтральной среде рН раствора равна 7.
В кислой среде концентрация ионов Н+ больше величины 10-7 моль/л, в этом случае величина рН будет меньше 7 ( рН < 7).
В щелочной среде концентрация ионов Н+ меньше величины 10-7 моль/л,
( рН > 7).
Произведение концентраций [ H +] . [ ОH -] называется ионным произведением воды. Эта величина является постоянной характеристикой воды, как для чистой воды, так и для растворов кислотного и основного характера. При 22оС ионное произведение воды (К в ) составляет:
К в = [ H +] . [ ОH -] = 10-14
Пример. Определите водородный показатель рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией 0.1 моль/л, считая диссоциацию кислоты полной.
Дано: Решение:
См(НСl) = 0.1 моль/л рН = – lg [ H +]
= 1 вычислим концентрацию ионов [H +]:
_______ [H +] = См. = 0.1 моль\л . 1= 0.1 =10-1 моль\л
pH =? рН = – lg [ H +] = – lg 10-1 = 1
Пример. Определите водородный показатель рН раствора гидроксида калия с молярной концентрацией 0.1 моль/л, считая диссоциацию основания полной.
Дано: Решение:
См(КОНl) = 0.1 моль/л рН = – lg [ H +]
= 1 вычислим концентрацию ионов [ОН -]:
_______ [ОН -]= См. = 0.1моль\л . 1= 0.1 =10-1 моль\л
pH =? для расчета [ H +] используем ионное
произведение воды:
К в = [ H +] . [ ОH -] = 10-14, отсюда
[ H +] = 10-14 : [ ОH -] = 10-14 = 10-1 = 10-13
рН = – lg [ H +] = – lg 10-13 = 13
Задача 8.1. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу:
хлорид меди, нитрат кальция, карбонат натрия, сульфид калия, сульфат лития, ацетат аммония, нитрат цинка? Определите характер среды, укажите окраску индикаторов.
Задача 8.2. Приведите уравнения реакции гидролиза нитрата алюминия в сокращенной ионной, ионной и молекулярной формах.
Задача 8.3. Объясните, почему водный раствор гидросульфида и ацетата натрия имеют щелочную реакцию? Ответ подтвердите уравнениями
Задача 8.4. Составьте уравнения гидролиза FeCl3; NaNO2; KHS; NH4NO3
Задача 8.5. Почему индикаторы, добавленные к водным растворам нитрата и нитрита и гидрокарбоната натрия, имеют различную окраску? Определите характер среды, укажите окраску индикаторов – лакмуса и фенолфталеин в растворах гидрокарбоната натрия, хлорида цинка.
Задача 8.6. Вычислите водородный показатель рН раствора гидроксида натрия с молярной концентрацией 0.01 моль/л, считая диссоциацию основания полной.
Задача 8.7. Вычислите водородный показатель рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией 0.01 моль/л, считая диссоциацию кислоты полной.
9.Окислительно-восстановительные реакции
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов
называются окислительно-восстановительными:
Сu 0 + 2Ag +1NO3 = Cu +2 (NO3)2 +2Ag 0 Zn 0+ S0 = Zn +2S -2 ;
2KCl +5O3 = 2KCl -1+3O20
9.1. Теория окислительно-восстановительных процессов
1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом повышается.
Аl(0) – 3е = Аl (+3); H2 ( 0) – 2e =2H (+1); 2Cl(-1) – 2e = Cl2 (0)
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой, или ионом. Степень окисления при этом понижается.
S(0) + 2e = S(-2) ; Cl2 (0) + 2e = 2Cl(-1) ; MnO4(-1) +1e = MnO4(-2)
3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы, или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями, во время реакции они восстанавливаются.
4. Окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. При этом электроны, теряемые в процессе окисления, должны быть приобретены в процессе восстановления:
Например, в реакции:
2С + РbO2 = 2CO + Pb
протекают два взаимосвязанных процесса:
восстановитель: С0 – 2e => C2+ - окисление
окислитель: Pb4+ + 4 e => Pb0 - восстановление
9.2. Классификация ОВ-реакций
а) Межмолекулярные реакции – в которых окислитель и восстановитель находятся в разных соединениях:
Br2 + SO2 + 2H2O = 2 HBr + H2SO4
Восстановитель: S(+4) – 2e => S(+6)
Окислитель: Br2 (0) + 2e => 2Br(-1)
б) Внутримолекулярные реакции – в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе:
NH4NO3 = N2O + 2H2O
Восстановитель: N(-3) – 4e => N(+1)
Окислитель: N(+5) + 4e =>N(+1)
в) Реакции диспропорционирования – в которых окислитель и восстановитель – одно и тоже вещество:
Сl2 + H2O = HClO + HСl
Восстановитель: Cl(0) – 1e ______> Cl(+1)
Окислитель: Cl(0) + 1e _____> Cl(-1)
9.3. Типичные окислители и восстановители.
Окислительно-восстановительные свойства элементов связаны, прежде всего, с их электронным строением. В периодической системе с повышением порядкового номера в периоде восстановительные свойства элементов понижаются, а окислительные - возрастают и становятся максимальными у галогенов. Например, в третьем периоде натрий наиболее активный восстановитель, а хлор - самый активный окислитель.
Восстановители.
К веществам, проявляющим только восстановительные свойства, относятся металлы в свободном состоянии, а также частицы, содержащие атомы элементов в низших степенях окисления.
Металлы, имеющие на внешнем уровне от одного до трех электронов, способны достаточно легко их отдать, являясь типичными восстановителями:
Ме(0) – ne _____> Me (+ n)
Наиболее сильные восстановители - щелочные и щелочноземельные металлы.
Ионы металлов в низшей степени окисления способны отдавать электроны, переходя в состояние с более высокой степенью окисления:
Sn(+2) – 2e ______> Sn(+4)
Fe(+2) – e _______> Fe(+3)
Ионы неметаллов в низшей степени окисления являются сильными восстановителями:
S(-2) – 2e _____> S(0)
2I(-1) – 2e _____> I2(0)
Сложные соединения, содержащие атомы элементов в низших степенях окисления:
(-3) (-2) (-3)
NH3 ; H2S; AsH3
Окислители.
К соединениям, проявляющим только окислительные свойства, следует
отнести фтор, а также вещества, включающие атомы элементов в высших степенях окисления.
Неметаллы могут проявлять двойственную активность. К сильным окислителям относят галогены и кислород, обладающие высокой степенью электроотрицательности:
Cl2(0) + 2e ____> 2Cl(-1)
Ионы металлов в высшей степени окисления могут принимать электроны, превращаясь в ионы с более низкой степенью окисления или в нейтральные атомы:
Fe (+3) + 3e _____> Fe(0)
Fe(+3) + e ____> Fe(+2)
Сложные соединения, содержащие атомы металлов или неметаллов в высшей степени окисления являются окислителями, поскольку такой элемент способен перейти в состояние с более низкой, или нейтральной степенью окисления:
+7 +6 +4 +5 +6 +5
9.4. Метод электронного баланса.
1. Определяют степени окисления всех элементов в левой и правой части уравнения.
2. Отмечают те элементы, которые изменяют степень окисления в результате реакции.
3. Определяют число электронов, отдаваемых восстановителем и приобретаемых окислителем, составляя так называемый электронный баланс по следующему принципу: суммарное число электронов, теряемых восстановителем должно быть равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем.
Поэтому в правой и левой части двух полуреакций электронного баланса уравнивают число приобретаемых и отдаваемых электронов введением дополнительных множителей, позволяющих уравнять и число атомов, участвующих в реакции.
4. Составляют окончательное уравнение, переписывая формулы с соответствующими коэффициентами и с учетом сохранения числа атомов каждого элемента.
Например, для реакции между хлоратом калия и станнитом натрия:
+1 +5 -2 +1 +2 -2 +1 -1 +1 +4 -2
КClO3 + Na2SnO2 = KCl + Na2SnO3
Sn(+2) – 2e _______> Sn(+4) 3
Cl(+5) +6 e ______> Cl(-1) 1
_____________________________________
3Sn(+2) +Cl(-1) _____> 3Sn(+4) +Cl(-1)
суммарное ионное уравнение
КClO3 +3 Na2SnO2 = KCl + 3Na2SnO3
Взаимодействие меди с разбавленной азотной кислотой:
0 +5 +2 +2
Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO + H2O
Cu(o) – 2e ____> Cu(+2) 3
N(+5) +3e ____> N(+2) 2
__________________________
3Cu(0) + 2N(+5) ___> 3Cu(+2) + 2N(+2)
Следует учесть, что в данном случае определенная часть азотной кислоты не восстанавливается, а только поставляет нитратные ионы для образования Сu(NO3)2 без изменения степени окисления азота. Поэтому коэффициент при HNO3 должен учитывать оба способа превращения азотной кислоты в процессе реакции. Суммарное уравнение принимает вид:
3Cu +8 HNO3 = 3 Cu (NO3 )2 + 2NO + 4 H2O
Пример. Какой объем оксида азота(IV) получен (н.у.) при взаимодействии 10г цинка и 100г 15% раствора HNO3.
Дано: Решение:
m(Zn)= 10 г Zn +4 HNO3 = Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2H2O
mp = 100 г Zn – 2e => Zn2+ 1
w (HNO3) = 15% N+5 + 1e => N+4 2
V (NO2) =? Zn + 2N+5 => Zn2+ + 2N+4
n(Zn) = m:M =10г : 65г/моль = 0.154 моль
m(HNO3) = w . mp : 100% = 15% . 100 г: 100% = 15 г
n(HNO3) = 15г : 63 г/моль = 0.24 моль,
по уравнению n (Z n): n (HNO3) = 1: 4 ==>
HNO3 в недостатке
n (NO2) = 0.5n HNO3= 0.24моль . 0.5 = 0.12 моль
V (NO2) = Vm . n = 22.4л/ моль . 0.12 моль = 2.69 л
9.5. Электролиз расплавов и растворов солей.
Электролиз – совокупность химических процессов, которые протекают под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор, или расплав электролита.
9.5.1. Электролиз расплавов солей.
Рассмотрим электролиз расплава бромида натрия. В расплаве соль диссоциирует на ионы :
NaBr = Na+ +Br –
Катодный процесс. Под действием электрического поля катионы натрия перемещаются к отрицательному электроду ( катоду) , принимают электроны, при этом сами восстанавливаются:
Катод (–) Na+ + e = Na o
Анодный процесс. Бромид-анионы перемещаются к положительно заряженному электроду – аноду, отдают электроны, окисляются:
Анод (+) 2Br - – 2e = Br2
суммарное уравнение электролиза :
Na+ + e = Ko
2Br - – 2e = Br2
2Na+ + 2Br - = 2K0 + Br2
молекулярное уравнение:
2 NaBr электролиз> 2Na + Br2
Таким образом, при электролизе расплава бромида натрия на катоде выделяется металлический натрий, а на аноде бром.
9.5.2. Электролиз растворов солей.
При электролизе водных растворов на электродах наряду с реакциями катионов и анионов солей может протекать восстановление или окисление молекул воды.
Рассмотрим, процессы, протекающие при электролизе хлорида меди с инертными электродами. В растворе соль диссоциирует на ионы:
CuCl2 = Cu2+ + 2Cl –
Катодный процесс. Катионы металлов, имеющие положительную величину стандартного электродного потенциала, легко восстанавливаются на катоде. Медь является неактивным металлом, стоящим в ряду напряжений после водорода. Cтандартный электродный потенциал меди – положителен, следовательно, ионы меди, будут восстанавливаться в водных растворах:
Катод (-) Сu2+ + 2 e = Cu0
Анодный процесс. Если в анодном процессе принимают участие анионы безкислородных кислот, в этом случае они окисляются сами. В случае кислородсодержащих анионов, на аноде окисляются молекулы воды.
Хлорид-ионы – анионы безкислородной кислоты НСl окисляются в водном растворе:
Анод (+) 2Сl - – 2e = Cl2
Cуммарное уравнение: Сu2+ + 2 e = Cu0 1
2Cl - – 2e = Cl2 1
Cu2+ +2Cl - = Cu0 +Cl2
CuCl2 Электролиз_> Cu + Cl2
Таким образом, при электролизе расплава хлорида меди на катоде выделяется медь, а на аноде хлор.
Задача 9.1. Вычислите объем газа (н.у.), выделившийся при растворении 10 г меди в избытке концентрированной азотной кислоты.
Задача 9.2. Сколько г кальция взято в реакцию, если при взаимодействии с разбавленной азотной кислотой получено 100 г нитрата кальция?
Задача 9.3. Какой объем газа (н.у.) выделится при взаимодействии
120 г магния с 56 мл 98% серной кислотой, плотностью 1.8 г/мл?
Задача 9.4. Вычислите массу 45%-ного раствора азотной кислоты, который нужно взять в реакцию с цинком, чтобы выделилось 11.2 л оксида
азота (IV).
Задача 9.5. Методом электронного баланса составьте уравнение окислительно-восстановительных реакций:
H2S + HNO3 => H2SO4 + NO2 + H2O
C + HNO3 => CO2 + NO + H2O
Ca + HNO3 => Ca(NO3)2 + N2O + H2O
K2Cr2O7 + HCl = > KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
CuS + HNO3 = >Cu(NO3)2 + S + NO + H2O
CrCl3 + NaClO + NaOH => Na2CrO4 + NaCl + H2O
Задача 9.6. Вычислите массу окислителя в реакции
FeCl2 + K2Cr2O7 + HCl => FeCl3 + CrCl3 + KCl + H2O , которую нужно взять для получения 200 г хлорного железа.
Задача 9.7. Сероводород, образующийся при взаимодействии 100 г кальция с концентрированной серной кислотой (н.у.), пропустили через сосуд, содержащий 1 л воды. Вычислите массовую долю растворенного вещества в растворе.
Задача 9.8. Приведите уравнения реакций взаимодействия щелочноземельных металлов с а) концентрированной и разбавленной азотной кислотой б) концентрированной и разбавленной серной кислотой.
Задача 9.9. Вычислите массовую долю меди в смеси с цинком, если
при взаимодействии 100 г смеси с разбавленной азотной кислотой выделилось 26 л оксида азота (II).
Задача 9.10. Приведите уравнения электролиза расплавов солей
хлорида натрия, хлорида кальция, сульфида калия.
Задача 9.11. Какие реакции протекают на электродах при электролизе
растворов солей: хлорида никеля, нитрата меди, хлорида натрия c инертными электродами?
СОДЕРЖАНИЕ
Часть 1.
Глава 1. Основные понятия и законы химии 3
Глава 2. Химические свойства основных классов
неорганических веществ 7
2.1.Классификация неорганических соединений 7
2.2.Оксиды 8
2.2.1. Основные оксиды
2.2.2. Кислотные оксиды 8
2.2.3. Амфотерные оксиды 9
2.2.4. Способы получения оксидов 9
2.3. Основания
2.3.1.Основные гидроксиды 10
2.3.2. Амфотерные гидроксиды 11
2.3.3. Способы получения оснований 11
2.4. Кислоты 11
2.4.1. Классификация кислот 11
2.4.2. Химические свойства кислот 12
2.4.3. Методы получения кислот 12
2.5. Соли 13
2.5.1. Классификация солей 13
2.5.2. Химические свойства солей 13
2.5.3. Методы получения солей 14
2.5.4. Соли - минеральные удобрения 14
Глава 3. Реакции в растворах электролитов 16
Глава 4. Строение атома 19
4.1. Состав атома 19
4.2. Взаимодействие электронов с ядром.
Строение электронных оболочек атомов. 21
4.2.1. Характеристика квантовых чисел 21
4.2.2. Определение максимального числа
электронов на квантовых подуровнях 22
4.2.3. Распределение электронов по атомным
орбиталям 24
4.2.4. Последовательность заполнения
электронами уровней и подуровней 25
4.2.5. Электронные формулы и схемы атомов 26
Глава 5. Химическая связь. 27
5.1. Типы химической связи 28
5.2. Ионная связь 28
5.3. Ковалентная связь 29
5.3.1. Механизмы образования ковалентной связи 29
5.3.2. Типы ковалентной связи 30
5.4. Водородная связь 31
5.5. Металлическая связь 31
Глава 6. Химическая кинетика и равновесие 33
6.1. Скорость химических реакций 33
6.1.1. Влияние концентрации веществ
на скорость химической реакции 33
6.1.2. Влияние температуры на скорость реакции 34
6.1.3. Влияние катализатора на скорость
химической реакции 35
6.2. Химическое равновесие 35
6.2.1. Влияние концентрации на смещение равновесия 36
6.2.2. Влияние изменения температуры 36
6.2.3. Влияние изменения давления 37
Глава 7. Растворы 38
7.1. Способы выражения концентраций растворов 39
Глава 8. Гидролиз солей 42
8.1. Типичные случаи гидролиза 42
8.2. Водородный показатель (рН) 43
Глава 9.Окислительно-восстановительные реакции 44
9.1. Теория окислительно-восстановительных процессов 44
9.2. Классификация ОВ – реакций 45
9.3. Типичные окислители и восстановители 45
9.4. Метод электронного баланса 46
9.5. Электролиз расплавов и растворов солей 47
9.5.1. Электролиз расплавов солей 48
9.5.2. Электролиз растворов солей 48
Химия. Учебное пособие для студентов заочного обучения УрГСХА .
Часть 1. Общая химия.
Составители: доценты кафедры химии УрГСХА Андронникова Г.П., Вискова Е.Г., Наумова Л.М. Екатеринбург, УрГСХА, 2010г., с. 52
.
ЛП № 020769 от 24.04.98 г.
Подписано в печать формат 60 х 84 1/16
Объем 4 п.л. Тираж 100 экз. заказ №
ФГОУ ВПО Уральская государственная сельскохозяйственная академия
620019, Екатеринбург, ул. К. Либкнехта, 42.
Цех №4 ОАО «Полиграфист», г. Екатеринбург, ул. Тургенева 20
|
|
Относительный заряд |
Относительная масса |
Количество частиц в атоме |
|
Протоны (р+) |
+1 |
1 |
N=Z |
|
Нейтроны (n0) |
0 |
1 |
(A-mp) = (A-N) |
|
Электроны (е-) |
-1 |
EMBED Equation.3 •mp |
N=Z |
EMBED PBrush
ядро
m=-1,0,+1
m=-2,-1,0,
+1,+2
m=0
m=-1,0,+1
m=0
m=-1,0,+1
m=0
m=0
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s